Conducibilità Elettrica delle Soluzioni Acquose

Conducibilità Elettrica delle Soluzioni Acquose

La conducibilità elettrica di una soluzione dipende dalla presenza di ioni, che sono atomi o gruppi di atomi con una carica elettrica netta, risultanti dalla dissociazione di composti ionici in acqua. Questi composti, come i sali, gli acidi e le basi, si separano nei loro ioni costituenti quando disciolti in acqua, permettendo così il passaggio di corrente elettrica. L'acqua distillata, priva di impurità, conduce molto poco la corrente elettrica perché contiene solo una minima concentrazione di ioni idronio (H3O+) e idrossido (OH-) derivanti dalla sua autoionizzazione. La conducibilità dell'acqua pura è talmente bassa che necessita di strumentazione sensibile per essere rilevata. Al contrario, soluzioni di elettroliti come il solfato di rame (CuSO4) o il cloruro di sodio (NaCl) mostrano una conducibilità elettrica significativa, che può essere facilmente dimostrata attraverso un circuito elettrico. Gli elettroliti, in base alla loro capacità di condurre corrente in soluzione o allo stato liquido puro, possono essere classificati come forti o deboli.

Dissociazione Ionica e Comportamento degli Elettroliti

In soluzione acquosa, i composti ionici si dissociano liberando ioni che si muovono indipendentemente. Ad esempio, il cloruro di sodio (NaCl) si dissocia in ioni sodio (Na+) e cloruro (Cl-), senza lasciare molecole di NaCl indissociate. Anche i composti ionici poco solubili, come il cloruro di argento (AgCl), si dissolvono in acqua in misura limitata, ma si dissociano completamente nei loro ioni, risultando in una conducibilità elettrica proporzionale alla loro solubilità. Le reazioni di dissociazione ionica sono rappresentate da equazioni chimiche che mostrano gli ioni in soluzione con il simbolo (aq). Gli ioni poliatomici, come il solfato (SO4^2-) nel solfato di sodio (Na2SO4), rimangono intatti durante la dissociazione. I composti molecolari, in generale, non si dissociano in ioni e quindi non conducono corrente, essendo classificati come non elettroliti. Tuttavia, alcune molecole, come l'acido cloridrico (HCl) e l'ammoniaca (NH3), possono ionizzarsi in soluzione acquosa attraverso reazioni di ionizzazione con l'acqua, diventando elettroliti forti o deboli a seconda del grado di ionizzazione.

Proprietà Colligative delle Soluzioni

Le proprietà colligative sono caratteristiche delle soluzioni che dipendono solo dal numero di particelle di soluto disciolte nel solvente, indipendentemente dalla loro identità chimica. Queste includono l'abbassamento della pressione di vapore, l'innalzamento del punto di ebollizione, l'abbassamento del punto di congelamento e l'aumento della pressione osmotica. Secondo la legge di Raoult, la pressione di vapore di una soluzione è sempre inferiore a quella del solvente puro e varia in funzione della frazione molare del solvente. L'aggiunta di un soluto non volatile, come il sale in acqua, riduce la tendenza delle molecole del solvente a passare alla fase gassosa, diminuendo così la pressione di vapore della soluzione.

Effetti dei Soluti non Volatili sui Punti di Ebollizione e Congelamento

I soluti non volatili alterano i punti di ebollizione e congelamento del solvente. Il punto di ebollizione di una soluzione aumenta a causa dell'innalzamento ebullioscopico, mentre il punto di congelamento si abbassa per effetto dell'abbassamento crioscopico, rispetto al solvente puro. Questi cambiamenti sono direttamente proporzionali alla molalità del soluto, ovvero al numero di moli di soluto per chilogrammo di solvente. Le costanti crioscopica e ebullioscopica molali, specifiche per ogni solvente, permettono di calcolare la massa molare di un soluto sconosciuto attraverso la misurazione degli effetti colligativi. Queste costanti sono fondamentali per determinare le proprietà colligative e per applicazioni pratiche come l'antigelo nei radiatori o la produzione di sale stradale per prevenire la formazione di ghiaccio.