Dispense VERIFICATO
Proprietà colligative
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Di cosa parla
- Le proprietà colligative delle soluzioni sono fenomeni che dipendono dalla concentrazione del soluto (numero di particelle) e non dalla sua natura chimica.
- Queste includono:
- Abbassamento della pressione di vapore: espresso come ΔP/P* = XB, dove XB è la frazione molare del soluto.
- Innalzamento del punto di ebollizione: ΔT = T - T* = KebmB, dove Keb è la costante ebullioscopica molale e mB è la molalità del soluto.
- Abbassamento del punto di congelamento: ΔT = T* - T = KcriomB, dove Kcrio è la costante crioscopica molale.
- Osmosi e pressione osmotica: Flusso di solvente attraverso una membrana semipermeabile. La pressione osmotica (π) è data dall'equazione di van't Hoff: π = MRT, dove M è la molarità del soluto, R la costante dei gas e T la temperatura assoluta.
- Le soluzioni sono sistemi omogenei di più componenti. Si distinguono tra:
- Elettroliti: sostanze che si dissociano in ioni in soluzione, conducendo elettricità (es. HNO3 forte, CH3COOH debole).
- Non-elettroliti: sostanze che non si dissociano in ioni (es. Glucosio).
- Il grado di dissociazione (i) è il rapporto tra il numero di molecole dissociate e quelle iniziali; per elettroliti forti i=1, per non-elettroliti i=0, e per elettroliti deboli 0 < i < 1. Questo fattore è fondamentale per calcolare il numero effettivo di particelle in soluzione.
- Le derivazioni termodinamiche delle proprietà colligative si basano sul potenziale chimico e le equazioni di Gibbs-Helmholtz, mostrando come queste proprietà siano intrinsecamente legate alla variazione dell'energia libera del sistema in presenza di un soluto.
- Il fenomeno dell'Osmosi è illustrato con esempi pratici sui globuli rossi, distinguendo soluzioni isotoniche, ipotoniche (che causano emolisi) e ipertoniche (che causano raggrinzimento).
- Il documento include una sezione dedicata agli esercizi per l'applicazione pratica dei concetti appresi e un'analisi dettagliata di un diagramma di fase dello zolfo.
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