Pe scurt
O soluție este un amestec omogen format dintr-un solvent și unul sau mai mulți solut. Concentrația exprimă cantitatea de solut raportată la cantitatea de solvent sau de soluție, iar proprietățile coligative depind doar de numărul de particule de solut, nu de natura lor chimică.
Ce este o soluție?
O
soluție este un amestec omogen format din două sau mai multe substanțe:
- Solventul – componentul majoritar, de obicei lichid
- Solutul – substanța dizolvată, care poate fi solidă, lichidă sau gazoasă
Concentrația soluțiilor
Concentrația unei soluții exprimă cantitatea de solut raportată la cantitatea de solvent sau de soluție. Modalități de exprimare:
- Concentrația procentuală de masă (% masic) = (masa solut / masa soluție) × 100
- Concentrația molară (molaritate, M) = numărul de moli de solut / volumul soluției (în litri)
- Molalitatea (m) = numărul de moli de solut / masa solventului (în kg)
Diluția soluțiilor
Diluția reprezintă procesul de scădere a concentrației unei soluții prin adăugare de solvent.
- Legea diluției: C₁ × V₁ = C₂ × V₂ (pentru concentrații molare, unde C este molaritatea și V este volumul)
Proprietățile coligative
Proprietățile coligative sunt proprietăți fizice ale soluțiilor care depind doar de numărul de particule de solut (molecule sau ioni) și nu de natura lor chimică. Acestea includ:
- Scăderea presiunii de vapori (legea lui Raoult): ΔP = X_solut × P⁰_solvent
- Creșterea punctului de fierbere (ebulioscopie): ΔT_f = K_f × m
- Scăderea punctului de topire (crioscopie): ΔT_c = K_c × m
- Presiunea osmotică: π = i × M × R × T, unde i este factorul van't Hoff pentru electroliți
Factorul van't Hoff pentru electroliți
Pentru
electroliți (acizi, baze, săruri), factorul
i corectează numărul de particule rezultat din disociere:
- i = 1 + α (ν – 1), unde α este gradul de disociere și ν este numărul de ioni formați
Exemple practice
- Exemplul 1: Concentrație procentuală și molară – Se dizolvă 20 g de NaOH (M=40 g/mol) în apă suficientă pentru a obține 500 mL soluție. Calculați concentrația procentuală de masă (densitatea soluției = 1,05 g/cm³) și concentrația molară. Rezolvare: masa soluției = 500 mL × 1,05 g/mL = 525 g. % masic = (20/525)×100 = 3,81%. Moli NaOH = 20/40 = 0,5 moli. M = 0,5 moli / 0,5 L = 1 M.
- Exemplul 2: Diluția unei soluții – Avem 200 mL soluție HCl 2 M. Ce volum de apă trebuie adăugat pentru a obține o soluție 0,5 M? Rezolvare: C₁×V₁ = C₂×V₂ => 2 M × 0,2 L = 0,5 M × V₂ => V₂ = 0,8 L = 800 mL. Volumul de apă adăugat = 800 mL – 200 mL = 600 mL.
- Exemplul 3: Proprietăți coligative – Calculați punctul de fierbere al unei soluții care conține 18 g de glucoză (C₆H₁₂O₆, M=180 g/mol) dizolvată în 200 g apă. K_f (apa) = 0,512 °C·kg/mol. Rezolvare: molalitatea = (18/180) moli / 0,2 kg = 0,5 mol/kg. ΔT_f = K_f × m = 0,512 × 0,5 = 0,256 °C. Punctul de fierbere = 100 + 0,256 = 100,256 °C.
Concepte cheie
- Concentrația procentuală de masă (% masic) = (masa solut / masa soluție) × 100
- Molaritatea (M) = moli de solut / volum soluție (L)
- Legea diluției: C₁ × V₁ = C₂ × V₂
- Proprietăți coligative: scăderea presiunii de vapori, creșterea punctului de fierbere, scăderea punctului de îngheț, presiunea osmotică
- Factorul van't Hoff pentru electroliți: i = numărul de ioni rezultați din disociere
Verifică-te!
- Care este diferența dintre concentrația molară și molalitate?
- Ce exprimă legea diluției C₁ × V₁ = C₂ × V₂?
- De ce depind proprietățile coligative ale unei soluții?