Proprietà colligative delle soluzioni

Perché si sparge il sale sulle strade ghiacciate? Perché l’antigelo protegge il motore sia dal gelo sia dal surriscaldamento? La risposta sta in un gruppo di fenomeni affascinanti, le proprietà colligative: effetti che un soluto produce su un solvente e che dipendono solo dal numero di particelle disciolte, non dalla loro natura chimica. Sono una finestra sorprendente su come la quantità, e non la qualità, possa governare il comportamento delle soluzioni.

Vediamo quali sono queste proprietà, perché dipendono solo dal numero di particelle e dove le incontriamo nella pratica.

Che cosa sono le proprietà colligative

Le proprietà colligative sono quelle proprietà di una soluzione che dipendono unicamente dalla concentrazione di particelle di soluto, e non dal tipo di soluto. Sciogliere zucchero o sale, a parità di numero di particelle disciolte, produce lo stesso effetto colligativo. Sono quattro: l’abbassamento della tensione di vapore, l’innalzamento del punto di ebollizione, l’abbassamento del punto di congelamento e la pressione osmotica.

L’abbassamento della tensione di vapore

La proprietà colligativa “madre”, da cui discendono le altre, è l’abbassamento della tensione di vapore. La tensione di vapore è la pressione esercitata dal vapore di un liquido in equilibrio con il liquido stesso: misura la sua tendenza a evaporare. Quando si scioglie un soluto non volatile, una parte della superficie del liquido è “occupata” dalle particelle di soluto, e meno molecole di solvente riescono a passare in fase vapore: la tensione di vapore della soluzione è quindi più bassa di quella del solvente puro, in misura proporzionale alla frazione di soluto (è il contenuto della legge di Raoult). Poiché un liquido bolle quando la sua tensione di vapore eguaglia la pressione esterna, abbassarla significa dover scaldare di più per arrivare all’ebollizione: ecco perché l’innalzamento ebullioscopico è una conseguenza diretta di questo effetto.

Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico

Aggiungere un soluto non volatile a un solvente ne alza il punto di ebollizione e ne abbassa il punto di congelamento. In altre parole, la soluzione bolle a temperatura più alta e congela a temperatura più bassa rispetto al solvente puro: l’intervallo in cui resta liquida si allarga.

ΔT_eb = K_eb · m     ΔT_f = K_f · m

dove m è la molalità (moli di soluto per kg di solvente) e K_eb, K_f sono costanti caratteristiche del solvente. L’effetto è proporzionale alla concentrazione di particelle: ecco perché un sale che in acqua si dissocia in due ioni produce un effetto doppio rispetto a una molecola che non si dissocia, a parità di moli sciolte.

La pressione osmotica

Se due soluzioni a diversa concentrazione sono separate da una membrana semipermeabile (che lascia passare il solvente ma non il soluto), il solvente migra spontaneamente verso la soluzione più concentrata, nel tentativo di diluirla. Questo fenomeno è l’osmosi, e la pressione che bisognerebbe applicare per fermarlo è la pressione osmotica. È una proprietà colligativa di importanza biologica enorme: regola lo scambio di acqua tra le cellule e l’ambiente.

Perché conta nella pratica

Le proprietà colligative hanno applicazioni quotidiane e industriali: dalla formulazione degli antigelo alla conservazione degli alimenti (sale e zucchero abbassano la disponibilità di acqua), dalla desalinizzazione dell’acqua per osmosi inversa alla determinazione delle masse molari di sostanze sconosciute (misurando, ad esempio, l’abbassamento crioscopico si risale al numero di particelle e quindi alla massa molare). In ambito biologico e farmaceutico, il controllo della pressione osmotica è essenziale: le soluzioni iniettabili devono essere isotoniche col sangue per non danneggiare le cellule. Una soluzione troppo diluita (ipotonica) farebbe entrare acqua nei globuli rossi fino a farli scoppiare, mentre una troppo concentrata (ipertonica) li farebbe raggrinzire: è la ragione per cui la soluzione fisiologica si prepara a una concentrazione di sale precisa, calcolata proprio sulla base delle proprietà colligative qui descritte.

Domande frequenti

Che cosa sono le proprietà colligative?

Sono proprietà delle soluzioni che dipendono solo dal numero di particelle di soluto disciolte, non dalla loro natura chimica. Comprendono l’abbassamento della tensione di vapore, l’innalzamento del punto di ebollizione, l’abbassamento del punto di congelamento e la pressione osmotica.

Perché il sale scioglie il ghiaccio?

Perché abbassa il punto di congelamento dell’acqua (abbassamento crioscopico): la soluzione salina resta liquida anche a temperature sotto 0 °C. Inoltre il sale si dissocia in due ioni, raddoppiando l’effetto rispetto a un soluto non ionico a parità di moli.

Perché un soluto che si dissocia ha un effetto maggiore?

Perché le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle in soluzione. Un sale come NaCl, dissociandosi in Na⁺ e Cl⁻, produce due particelle per ogni unità sciolta, e quindi un effetto circa doppio rispetto a una molecola che non si dissocia, a parità di moli.

Che cos’è la pressione osmotica?

È la pressione che bisognerebbe applicare per impedire il passaggio spontaneo di solvente, attraverso una membrana semipermeabile, da una soluzione diluita verso una più concentrata. È una proprietà colligativa fondamentale per gli scambi di acqua nelle cellule.

A che cosa servono le proprietà colligative nella pratica?

A formulare antigelo, conservare alimenti, desalinizzare l’acqua per osmosi inversa, determinare masse molari, preparare soluzioni iniettabili isotoniche. Sono fenomeni con applicazioni che spaziano dalla strada ghiacciata alla medicina.