Chimica · Unità 2 1 CFU

Miscele, soluzioni e proprietà colligative: concentrazioni, osmolarità e applicazioni biomediche.

Teoria essenziale

1. Miscele e soluzioni

Cos'è una miscela?
Una miscela è un sistema formato da due o più sostanze pure (elementi o composti) che mantengono le loro proprietà individuali. Si distinguono in:

Miscela eterogenea: i componenti sono distinguibili a occhio nudo o al microscopio (es. sabbia e acqua, sangue, sospensioni).
Miscela omogenea (o soluzione): i componenti sono distribuiti uniformemente a livello molecolare (es. acqua salata, aria, soluzioni fisiologiche).

🧪 In biologia: Le sospensioni (es. cellule nel sangue), i colloidi (es. proteine in soluzione) e gli aerosol (es. particelle nell'aria inspirata) sono miscele eterogenee di grande interesse biomedico.

L'acqua come solvente universale
L'acqua è un solvente polare (ha un momento di dipolo). Scioglie bene i composti ionici (es. NaCl) e i composti polari (es. zuccheri). I composti apolari (es. oli) sono invece scarsamente solubili in acqua (si parla di idrofobicità).

Elettroliti: sostanze che in soluzione si dissociano in ioni, conducendo corrente elettrica. Si dividono in:

Elettroliti forti: si dissociano completamente (es. NaCl → Na⁺ + Cl⁻).
Elettroliti deboli: si dissociano parzialmente (es. CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺).

🩸 Nei fluidi biologici: Il sangue contiene elettroliti come Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Cl⁻ e HCO₃⁻, fondamentali per l'equilibrio osmotico e il pH.

Solubilità dei gas nei liquidi – Legge di Henry
La quantità di gas che si scioglie in un liquido è proporzionale alla pressione parziale del gas sopra il liquido.
C = k · P
dove C = concentrazione del gas disciolto, k = costante di Henry, P = pressione parziale del gas.
Applicazione biomedica: L'ossigeno si scioglie nel sangue in proporzione alla sua pressione parziale negli alveoli polmonari.

2. Unità di misura della concentrazione

La concentrazione esprime la quantità di soluto disciolta in una data quantità di solvente o soluzione.

Unità	Formula	Simbolo	Applicazione
Molarità	moli di soluto / litri di soluzione	M	molto usata in laboratorio
Molalità	moli di soluto / kg di solvente	m	indipendente dalla temperatura
Frazione molare	moli soluto / moli totali	X	miscele gassose, termodinamica
% peso/peso (% p/p)	g soluto / 100 g soluzione	%	soluzioni commerciali
% peso/volume (% p/v)	g soluto / 100 mL soluzione	%	soluzioni fisiologiche
% volume/volume (% v/v)	mL soluto / 100 mL soluzione	%	soluzioni liquido-liquido

🧪 Equivalente in ambito biomedico: L'equivalente (Eq) è la quantità di sostanza che reagisce con 1 mole di carica elettrica. Per gli ioni: 1 Eq = massa molare / valenza. Usato per elettroliti (es. Na⁺: 1 Eq = 23 g).

3. Proprietà colligative

Le proprietà colligative dipendono unicamente dal numero di particelle di soluto (molecole o ioni) in soluzione, non dalla loro natura.

🔹 Abbassamento della pressione di vapore (Legge di Raoult)
Aggiungendo un soluto non volatile a un solvente, la pressione di vapore della soluzione diminuisce.
ΔP = P° · X_soluto
dove P° = pressione di vapore del solvente puro, X_soluto = frazione molare del soluto.

🔸 Innalzamento ebullioscopico
La temperatura di ebollizione aumenta.
ΔT_eb = K_eb · m · i
dove K_eb = costante ebullioscopica, m = molalità, i = fattore di van't Hoff (numero di ioni formati).

🔹 Abbassamento crioscopico
La temperatura di congelamento diminuisce.
ΔT_cr = K_cr · m · i

🔸 Pressione osmotica (la più importante in biologia!)
La pressione osmotica (π) è la pressione che bisogna applicare per fermare il flusso di solvente attraverso una membrana semipermeabile.
π = i · M · R · T
dove i = fattore di van't Hoff, M = molarità, R = costante dei gas (0,0821 L·atm/mol·K), T = temperatura assoluta (K).

🩸 Applicazione biomedica fondamentale:

Osmolarità dei fluidi corporei: plasma ≈ 300 mOsm/L.
Soluzione isotonica: stessa osmolarità del plasma (es. soluzione fisiologica 0,9% NaCl).
Soluzione ipotonica: osmolarità inferiore → l'acqua entra nelle cellule (rischio di emolisi).
Soluzione ipertonica: osmolarità superiore → l'acqua esce dalle cellule (rischio di edema).

Diffusione e osmosi
La diffusione è il movimento netto di particelle da zone a maggiore concentrazione a zone a minore concentrazione. L'osmosi è il movimento del solvente (acqua) attraverso una membrana semipermeabile da soluzione ipotonica a ipertonica.

Esempi svolti

🧪 Esempio 1 – Calcolo della molarità
Calcolare la molarità di una soluzione preparata sciogliendo 58,5 g di NaCl in acqua fino a 1 L. (MM NaCl = 58,5 g/mol)
Soluzione: moli = 58,5 g / 58,5 g/mol = 1 mol → M = 1 mol / 1 L = 1 M

🧪 Esempio 2 – Pressione osmotica
Calcolare la pressione osmotica a 25°C di una soluzione 0,1 M di NaCl (i = 2).
Soluzione: π = i·M·R·T = 2 · 0,1 · 0,0821 · 298 = 4,89 atm

🧪 Esempio 3 – Osmolarità del sangue
Una soluzione ha osmolarità 600 mOsm/L. Rispetto al plasma (300 mOsm/L), è ipotonica, isotonica o ipertonica?
Soluzione: 600 mOsm/L > 300 mOsm/L → soluzione ipertonica.

Esercizi guidati

✏️ Esercizio 1 – Calcolare la molalità di una soluzione contenente 0,5 mol di glucosio in 250 g di acqua.

Soluzione: m = moli soluto / kg solvente = 0,5 mol / 0,25 kg = 2 m.

✏️ Esercizio 2 – Qual è la pressione osmotica a 37°C (310 K) di una soluzione 0,05 M di CaCl₂ (i = 3)?

Soluzione: π = i·M·R·T = 3 · 0,05 · 0,0821 · 310 = 3,82 atm.

✏️ Esercizio 3 – Una soluzione fisiologica ha 0,9 g di NaCl in 100 mL. Calcolare la molarità (MM NaCl = 58,5 g/mol).

Soluzione: moli = 0,9 / 58,5 = 0,01538 mol. Volume = 0,1 L. M = 0,01538 / 0,1 = 0,154 M (circa 0,15 M).

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