Proprietà colligative

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In chimica, una proprietà colligativa è una proprietà delle soluzioni che dipende solo dal numero di particelle distinte - molecole, ioni o aggregati sopramolecolari - che compongono la soluzione e non dalla natura delle particelle stesse. Quando si aggiunge un soluto non volatile a un solvente, le proprietà fisiche della soluzione che si forma sono diverse da quelle del solvente puro. Alcune proprietà, per esempio la densità e il pH, dipendono oltre che dalla concentrazione delle particelle di soluto, anche dalla natura dei componenti della soluzione; non è così per le proprietà colligative, che sono:

Le proprietà colligative sono proprietà delle soluzioni di un soluto non volatile in un solvente volatile che dipendono esclusivamente dalla concentrazione, ovvero dal numero di particelle di soluto in soluzione (molecole o ioni) e non dalla loro natura.

Indice

1 Abbassamento della tensione di vapore
2 Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico
3 Osmosi e pressione osmotica
4 Proprietà colligative nelle soluzioni elettrolitiche
- 4.1 Osmolarità

[modifica] Abbassamento della tensione di vapore

La tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella del solvente puro. Per la legge di Raoult, la tensione di vapore di una soluzione ideale (P_sol) è pari alla somma delle tensioni di vapore dei componenti, ciascuna moltiplicata per la rispettiva frazione molare nella fase liquida.

Ne consegue che la tensione di vapore di una soluzione contenente un soluto non volatile è sempre inferiore a quella del solvente puro.

[modifica] Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico

L'aggiunta di un soluto non volatile a un solvente dà luogo a una soluzione il cui punto di ebollizione è maggiore (innalzamento ebullioscopico) e il cui punto di congelamento è minore (abbassamento crioscopico) di quello del solvente puro. L'entità dell'effetto è proporzionale alla concentrazione molale (m) della soluzione secondo le relazioni:

$T_{eb \ \mathrm{soluzione}} - T_{eb \ \mathrm{solvente}} = \Delta T_{eb} = K_{eb} \cdot m$

$T_{c \ \mathrm{soluzione}} - T_{c \ \mathrm{solvente}} = \Delta T_{c} = K_{c} \cdot m$

dove: K_eb rappresenta la costante ebullioscopica molale del solvente e K_c rappresenta la costante crioscopica molale del solvente.

K_eb e K_c sono costanti caratteristiche per ogni solvente.

[modifica] Osmosi e pressione osmotica

Separando due soluzioni a diversa concentrazione (o una soluzione e il suo solvente) con una membrana semipermeabile, cioè permeabile solo al solvente e non al soluto, si verifica il fenomeno dell'osmosi che consiste nel movimento netto del solvente attraverso la membrana dalla soluzione concentrata a quella più diluita (o dal solvente puro verso la soluzione), fino al raggiungimento di una situazione di equilibrio. Il risultato di ciò è l'innalzamento del livello della soluzione più concentrata rispetto a quella più diluita (o al solvente puro). La pressione che occorre applicare sulla soluzione più concentrata per riportarla al livello di quella più diluita è detta pressione osmotica.

La pressione osmotica (π) di una soluzione in cui il soluto non è un elettrolita si calcola mediante una relazione molto simile a quella dell'equazione di stato dei gas ideali:

π · V = n · RT, da cui π = $\frac {n} {V}$ · R · T = M · R · T

Confrontando la pressione osmotica di due soluzioni:

se π_A = π_B ↔ le due soluzioni sono isotoniche l'una rispetto all'altra;
se π_A > π_B ↔ la soluzione A è ipertonica rispetto alla soluzione B e la soluzione B è ipotonica rispetto alla soluzione A.

Concludendo, se due soluzioni aventi diversa pressione osmotica sono separate da una memebrana semipermeabile si ha passaggio netto di solvente dalla soluzione ipotonica (meno concentrata) a quella ipertonica (più concentrata) fino al raggiungimento di una condizione di equilibrio.

[modifica] Proprietà colligative nelle soluzioni elettrolitiche

Dato che un elettrolita in soluzione si dissocia in ioni, una mole di elettrolita in soluzione libera più particelle di una mole di un non elettrolita e ha quindi maggior effetto sulle proprietà colligative.

Per calcolare l'effetto sulle proprietà colligative indotto dalla presenza di un elettrolita è necessario considerare il numero di particelle in cui l'elettrolita si dissocia, introducendo nella formula un coefficiente detto "di Van't Hoff" (i).
Assumendo che gli ioni siano indipendenti gli uni dagli altri i è il numero di ioni in cui l'elettrolita è dissociato. Nel caso in cui il soluto sia un elettrolita, l'innalzamento ebullioscopico (Δ T_eb) e l'abbassamento crioscopico (Δ T_c) si calcolano tramite le formule seguenti:

Δ T_eb = K_eb · m · i;
Δ T_c = K_c · m · i;

Analogamente, per il calcolo della pressione osmotica per soluzioni di elettroliti, vale la relazione:

π = M · RT · i

In modo alternativo, per calcolare la pressione osmotica si può utilizzare l'espressione dell'osmolarità

[modifica] Osmolarità

L'osmolarità è un'espressione della concentrazione di una soluzione che sottolinea il numero di particelle di soluto presenti nella soluzione stessa.

L'osmolarità esprime il numero di osmoli di soluto contenute in un litro di soluzione, dove il numero di osmoli si calcola moltiplicando il numero di moli per il coefficiente i. Si ha quindi: