1b concentrazione soluzioni

MOLARITA’
• molarità (M) = moli di soluto per litro di soluzione
(moli/lt)
• molalità (m) = moli di soluto ogni 1000 g di solvente
(moli/kg)
1M
1m
1 mole di soluto per litro 1 mole di soluto per 1000
di soluzione
g di solvente
1 µM = 1 µmole/litro =
1 nmole/ml =
100 nmoli/100 ml, etc.
1 µm = 1 µmole/1000 g =
1 nmole/g =
100 nmoli/100 g, etc.
1 nM = 1 nmole/litro =
1 pmole/ml =
100 pmoli/100 ml, etc.
1 nm = 1 nmole/1000 g =
1 pmole/g =
100 pmoli/100 g, etc.
Perché g% (w/w) x densità = g% (w/v)?
Acido solforico (H2SO4)
Concentrazione w/w = 96,7%
d = 1,84 g/ml
p.m. = 98,08
M dell’acido?
• 96,7% w/w = su 100 g di soluzione 96,7 sono di acido
solforico e 3,3 di acqua
• densità 1,84 = ogni ml di soluzione pesa 1,84 g
• 96,7% di 1,84 = 1,779 g = è costituito da acido solforico
• 1,84 x 96,7 = g% (w/v) = 177,9 g/100 ml
• 177,9 x 10 = 1779 g/l
• 1779/p.m. = 1779/98,08 = 18,138 moli/l =
soluzione 18,138 M
DILUIZIONI
Ci = concentrazione della soluzione iniziale
Vi = volume di soluzione iniziale da prendere per effettuare la diluizione
Cf = concentrazione della soluzione finale
Vf = volume della soluzione finale
• Calcolare il volume di H2SO4 6 M necessario a produrre
500 ml di H2SO4 0,3 M:
6 x Vi = 0,3 x 0,5
Vi = (0,5 x 0,3)/6 = 0,025 l = 25 ml
• Diluire una soluzione 50 mM di NaCl 1:3
10 ml di NaCl + 20 ml di acqua
1
2
3
4
5
6
7
8
2
1
H
He
1,008
4,003
3
4
5
6
7
8
9
10
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
6,941
9,012
10,81
12,01
14,01
16,00
19,00
20,18
11
12
13
14
15
16
17
18
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
22,99
24,31
26,98
28,09
30,97
32,06
35,45
39,95
31
32
33
34
35
36
19
20
Metalli di transizione
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
39,10
40,08
44,96
47,90
50,94
52,00
54,94
55,85
58,93
58,70
63,55
65,38
69,72
72,59
74,92
78,96
79,90
83,80
38
39
40
41
42
45
46
47
48
49
50
51
52
Sn
Sb
Te
I
Xe
118,7 121,8
127,6
126,9
131,3
37
43
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo Tc
85,47
87,62
88,91
91,22
92,91
95,94
44
(98)
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
101,1
102,9
106,4
107,9
112,4
114,8
55
56
71
72
73
74
75
76
77
78
Cs
Ba
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
132,9
137,3
175,0 178,5
180,9
183,9
186,2
190,2
192,2
195,1
87
88
105
106
107
108
109
Fr
Ra
(223)
(226)
103
104
79
80
200,6
54
81
82
83
84
85
86
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
204,4
207,2
209,0
(209)
(210)
(222)
Au Hg
197,0
53
Lr Unq Unp Unh Uns Uno Une
(260)
(261)
(262)
(263)
(262)
(265)
(266)
Lantanidi
57
58
59
La
Ce
Pr
138,9
140,1
140,9
60
61
Nd Pm
144,2
(145)
62
63
Sm Eu
150,4
152,0
64
65
66
67
Gd
Tb
Dy
Ho
157,3
158,9
162,5
164,9
96
97
68
Er
69
70
Tm Yb
167,3 168,9
173,0
Attinidi
89
90
91
92
Ac
Th
Pa
U
(227)
232,0
(231)
238,0
93
94
Np Pu
(244)
(242)
95
Am Cm Bk
(243)
(247)
(247)
98
99
Cf
Es
(251)
(252)
100
101
102
Fm Md No
(257)
(258)
(259)
PROPRIETÀ COLLIGATIVE DELLE SOLUZIONI
•
dipendono dal rapporto del numero di particelle di soluto sul numero
di particelle del solvente, e non dalla loro natura chimica, nè dalla loro
forma o dimensione.
•
Le proprietà colligative influenzate sono soprattutto:
1) temperatura di ebollizione (punto ebullioscopico)
2) temperatura di fusione o di congelamento
(punto crioscopico)
3) pressione osmotica.
Aggiungendo soluto si ottiene:
‰ abbassamento della tensione di vapore
‰ innalzamento ebullioscopico
‰ abbassamento crioscopico
‰ aumento della pressione osmotica
H
H
H
O
O
H
H
H
O
H
H
O
soluto
H
O
H
O
H
H
O
O
H
O
O
O
H
H
O
H
H
H
O
H
O
H
H
O
H
O
H
H
O
H
H
H
H
H
O
H
H
O
O
H
O
H
H
O
H
H
H
O
H
O
H
H
O
H
H
H
H
O
H
O
H
H
H
H
H
H
H
O
H
H
O
H
H
O
H
H
H
H
fattore di van't Hoff (i) = numero di particelle liberate in soluzione
da ogni unità di formula del soluto. Esempio:
i glucoso = 1; i NaCl = 2; i MgCl2 = 3.
Quando i = 1 si tratta generalmente di composti covalenti, se i > 1 si
tratta di composti ionici.
π = RTMi
i = fattore di van’t Hoff
R = costante dei gas = 0,0821 litri x atm/K/moli
OSMOLARITA’
π = RT x OSM
Mi = osmolarità = OSM
glucoso (i = 1) 0,1 M = 0,1 OSM
NaCl (i = 2) 0,1 M = 0,2 OSM
Na3PO4 (i = 4) 0,1 M = 0,4 =OSM
mi = osmolalità
plasma = circa 0,3 osmoli/litro = 0,3 OSM = 300 mOSM
soluzione fisiologica = NaCl 0,9% (p.m. 58,44) = NaCl 9 g/l:
M = 9/58,44 = 0,154
OSM = 0,154 x 2 = 0,308
OSMOSI
Batteri:
Ambiente ipotonico:
Ambiente ipertonico:
•
Le proprietà colligative delle soluzioni dipendono solo dal numero di
particelle di soluto presenti in una soluzione, e non dalla loro
composizione chimica, dalla forma o dalla dimensione.
•
Le proprietà colligative possono essere tutte riconducibili ad una
interferenza delle particelle di soluto sulla tendenza di fuga delle
molecole del solvente: fuga dallo stato liquido allo stato gassoso
(innalzamento ebullioscopico), fuga dallo stato liquido allo stato solido
(abbassamento crioscopico), fuga attraverso una membrana
semipermeabile (aumento della pressione osmotica).
•
La variazione della pressione osmotica è la proprietà più importante
in campo biomedico: essa regola gli scambi di liquido tra l'interno e
l'esterno delle cellule, tra un compartimento intracellulare e l'altro, e
tra un compartimento extracellulare e l'altro.