Proprietà collative (con formule)
La proprietà colligativa è una proprietà di una sostanza che dipende o varia in base al numero di particelle presenti in esso (sotto forma di molecole o atomi), senza dipendere dalla natura di tali particelle.
In altre parole, questi possono anche essere spiegati come proprietà di soluzioni che dipendono dalla relazione tra il numero di particelle di soluto e il numero di particelle di solvente. Questo concetto fu introdotto nel 1891 dal chimico tedesco Wilhelm Ostwald, che classificò le proprietà del soluto in tre categorie.
Queste categorie proclamavano che le proprietà colligative dipendevano unicamente dalla concentrazione e dalla temperatura del soluto e non dalla natura delle sue particelle.
Inoltre, proprietà additive come la massa dipendevano dalla composizione del soluto e le proprietà costituzionali dipendevano maggiormente dalla struttura molecolare del soluto.
Proprietà collative
Le proprietà colligative sono studiate principalmente per soluzioni diluite (a causa del loro comportamento quasi ideale), e sono le seguenti:
Diminuzione della pressione del vapore
Si può dire che la tensione di vapore di un liquido è la pressione di equilibrio delle molecole di vapore con cui quel liquido è in contatto.
Inoltre, la relazione di queste pressioni è spiegata dalla legge di Raoult, che afferma che la pressione parziale di un componente è uguale al prodotto della frazione molare del componente per la pressione di vapore del componente nel suo stato puro:
P A = X A. Pº A
In questa espressione:
P A = Pressione di vapore parziale del componente A nella miscela.
X A = frazione molare del componente A.
Pº A = Pressione di vapore del componente puro A.
Nel caso della diminuzione della tensione di vapore di un solvente, ciò si verifica quando un soluto non volatile viene aggiunto per formare una soluzione. Come è noto e per definizione, una sostanza non volatile non ha tendenza ad evaporare.
Per questo motivo, più di questo soluto viene aggiunto al solvente volatile, minore è la pressione del vapore e meno solvente può sfuggire allo stato gassoso.
Pertanto, quando il solvente viene evaporato in modo naturale o forzato, una quantità di solvente senza evaporazione alla fine rimarrà insieme al soluto non volatile.
Questo fenomeno può essere meglio spiegato dal concetto di entropia: quando le molecole passano dalla fase liquida alla fase gassosa, l'entropia del sistema aumenta.
Ciò significa che l'entropia di questa fase gassosa sarà sempre maggiore di quella dello stato liquido, perché le molecole di gas occupano un volume maggiore.
Quindi, se l'entropia dello stato liquido viene aumentata dalla diluizione, anche se è legata a un soluto, la differenza tra i due sistemi diminuisce. Pertanto, la diminuzione dell'entropia diminuisce anche la tensione di vapore.
Aumento della temperatura di ebollizione
Il punto di ebollizione è la temperatura in cui vi è equilibrio tra le fasi liquida e gassosa. A questo punto, il numero di molecole di gas che passano in uno stato liquido (condensazione) equivale al numero di molecole di liquido che evaporano a gas.
L'aggregazione di un soluto provoca la diluizione della concentrazione di molecole liquide, facendo diminuire la velocità di evaporazione. Ciò genera una modifica del punto di ebollizione, per compensare la variazione della concentrazione del solvente.
In altre parole più semplici, la temperatura di ebollizione in una soluzione è superiore a quella del solvente nel suo stato puro. Questo è espresso da un'espressione matematica che viene mostrata di seguito:
ΔT b = i. K b . m
In detta espressione:
ΔT b = T b (soluzione) - T b (solvente) = Variazione della temperatura di ebollizione.
i = Fattore van't Hoff.
K b = Costante di ebollizione del solvente (0, 512 ºC / molare per acqua).
m = Molality (mol / kg).
Riduzione della temperatura di congelamento
La temperatura di congelamento di un solvente puro diminuirà quando si aggiunge una quantità di soluto, poiché è influenzato dallo stesso fenomeno che diminuisce la tensione di vapore.
Questo accade perché, diminuendo la tensione di vapore del solvente diluendo un soluto, richiederà una temperatura più bassa per farlo congelare.
La natura del processo di congelamento può anche essere presa in considerazione per spiegare questo fenomeno: per un liquido da congelare, deve raggiungere uno stato ordinato in cui finisce per formare cristalli.
Se ci sono impurità all'interno del liquido sotto forma di soluti, il liquido sarà meno ordinato. Per questo motivo, la soluzione avrà maggiori difficoltà a congelare di un solvente senza impurità.
Questa riduzione è espressa come:
ΔT f = -i. K f . m
Nella precedente espressione:
ΔT f = T f (soluzione) - T f (solvente) = Variazione della temperatura di congelamento.
i = Fattore van't Hoff.
K f = Costante di congelamento del solvente (1, 86 ºC kg / moli per acqua).
m = Molality (mol / kg).
Pressione osmotica
Il processo noto come osmosi è la tendenza di un solvente a passare attraverso una membrana semipermeabile da una soluzione all'altra (o da un solvente puro a una soluzione).
Questa membrana rappresenta una barriera attraverso la quale alcune sostanze possono passare e altre non possono, come nel caso delle membrane semipermeabili nelle pareti cellulari delle cellule animali e vegetali.
La pressione osmotica viene quindi definita come la pressione minima che deve essere applicata a una soluzione per arrestare il passaggio del suo solvente puro attraverso una membrana semipermeabile.
È anche noto come la misura della tendenza di una soluzione a ricevere il solvente puro dall'effetto dell'osmosi. Questa proprietà è colligativa poiché dipende dalla concentrazione di soluto nella soluzione, che è espressa come un'espressione matematica:
Π. V = n. R. T, o anche π = M. R. T
In queste espressioni:
n = numero di moli di particelle nella soluzione.
R = costante universale del gas (8.314472 J, K-1, mol-1).
T = Temperatura in Kelvin.
M = Molarità.
