Si propone una sequenza di quattro esperienze per osservare sperimentalmente alcune proprietà delle soluzioni di soluti non volatili che hanno la particolarità di dipendere soltanto dal numero di particelle di soluto e dal tipo di solvente: la diminuizione della tensione di vapore del solvente, l’innalzamento ebullioscopico, l’abbassamento crioscopico e l’osmosi. Un percorso didattico sulle proprietà "colligative" integra e approfondisce la trattazione tematica delle miscele omogenee e permette di acquisire e consolidare la capacità di interpretare fenomeni della realtà molto comuni utilizzando i concetti ed i modelli delle scienze sperimentali.
Scheda sintetica delle attività
Si confronta il comportamento di una soluzione acquosa di un soluto non volatile con il comportamento del solvente puro (acqua distillata) per osservare in particolare:
1) IL SOLUTO MODIFICA LA CAPACITA’ DI EVAPORAZIONE DEL SOLVENTE. Si osserva la diversa velocità di evaporazione di due gocce, una prelevata da una soluzione di cloruro di sodio in acqua e una di acqua distillata, quando sono simultaneamente poste su una superficie riscaldata da una debole fonte di calore. 2) IL SOLUTO FA INNALZARE LA TEMPERATURA DI EBOLLIZIONE DEL SOLVENTE. Si porta all'ebollizione una soluzione acquosa di cloruro di sodio e si misura la temperatura. 3) LA PRESENZA DI SOLUTO ABBASSA LA TEMPERATURA DI CONGELAMENTO. Si osserva il diverso comportamento di acqua distillata e di una soluzione di cloruro di sodio quando sono posti a contatto con una miscela refrigerante preparata con ghiaccio e sale.
4) LA PRESENZA DI SOLUTO MODIFICA IL COMPORTAMENTO OSMOTICO. Si preparano delle uova "nude" dissolvendone il guscio nell'aceto; si osserva il diverso effetto prodotto sulle uova così preparate quando sono immerse in acqua distillata oppure in una soluzione acquosa di saccarosio.
Risorse necessarie
2 uova (crude);
aceto;
cloruro di sodio;
saccarosio;
acqua demineralizzata;
due (piccoli) recipienti idonei a riscaldamento su piastra elettrica;
due bicchierini di plastica;
due provette;
cucchiaio;
due contagocce;
bilancia;
foglio di alluminio;
candela;
mortaio con pestello;
termometro per enologia (-10/+110 °C) con sensibilità 0,1 °C;
piastra elettrica;
possibilità di preparare cubetti di ghiaccio.
Prerequisiti necessari
Saper applicare il modello particellare della materia per interpretare la natura delle soluzioni;
comprendere il significato della grandezza "concentrazione molale";
aver acquisito conoscenza ed esperienza sul comportamento dell'acqua nei passaggi di stato.
Obiettivi di apprendimento
Comprendere come la presenza di un soluto diminuisca la tensione di vapore del solvente diminuendone la sua superficie di evaporazione e di conseguenza aumentando il punto di ebollizione;
verificare che la presenza di un soluto non volatile influenza la capacità del solvente di interagire con membrane a permeabilità selettiva originando il fenomeno dell’osmosi.
Dotazioni di sicurezza
L'unica vera fonte di rischio nella conduzione delle quattro esperienze deriva dall'utilizzo di una candela (fiamma libera, sebbene di modesta energia) e della piastra elettrica. E' dunque necessario fare un po' di attenzione e munirsi di guanti anticalore (andranno bene anche dei semplici guanti da forno del tipo che si utilizzano in cucina).
Svolgimento
1. IL SOLUTO MODIFICA LA CAPACITA’ DI EVAPORAZIONE DEL SOLVENTE.
Prepare in un piccolo becher una soluzione di acqua distillata e sale da cucina. In un altro, versare dell’acqua distillata.
Preparare una debole fonte di calore con una candela bassa, su cui stendere, a qualche cm di altezza, un foglietto di alluminio che farà da “piastra” riscaldante. La “piastra” si poggia, per essere rialzata, su due bicchierini rovesciati allineati con la candela.
Utilizzando due contagocce uguali, appoggiare sulla “piastra” di alluminio un a goccia di acqua distillata e una goccia di acqua salata ed osservare il loro comportamento: la goccia di acqua distillata evapora più velocemente, mentre quella salata “resiste” un po’ più a lungo (figura 1). Evidentemente la presenza del sale ha modificato la volatilità del solvente: nella soluzione si ha un abbassamento della tensione di vapore del solvente.
Figura 1: osservazione della evaporazione di una goccia di acqua distillata e di una di acqua salata.
Il modello particellare della materia può aiutarci a comprendere quello che accade (figura 2).
Figura 2: variazione della tensione di vapore superficiale in solvente puro e contenente un soluto
Poiché l’evaporazione è un fenomeno superficiale, la sua velocità è statisticamente legata al numero di particelle di solvente che si affacciano in superficie; nella soluzione, le particelle di soluto in superficie “limitano” di fatto l’accesso alle molecole di solvente, che di conseguenza avrà una maggiore difficoltà ad evaporare.
2. IL SOLUTO FA INNALZARE LA TEMPERATURA DI EBOLLIZIONE DEL SOLVENTE.
Ora trasferire i due becher sulla piastra elettrica e attendere l’ebollizione dei due liquidi. Quindi introdurre il termometro prima nell’acqua distillata (il termometro segna la temperatura di 100 °C) e successivamente nella soluzione (il termometro segnala che la temperatura sale di qualche decimo di grado (occorre dunque un termometro di adeguata sensibilità), (figura 3).
Figura 3: determinazione del punto di ebollizione delle due soluzioni.
OSSERVAZIONI
Il piccolo (ma significativo) innalzamento ebullioscopico è dovuto esclusivamente alla presenza del soluto ( in assenza del quale la temperatura resta costantemente al valore di 100 °C). La causa si può individuare proprio nella riduzione della capacità di evaporazione del solvente. La soluzione entra in ebollizione solo quando la tensione di vapore raggiunge quanto meno il valore della pressione esterna, e poiché il solvente ha “perso” un po’ della sua capacità di evaporare, il fenomeno avverrà con maggior difficoltà, ovvero ad una temperatura più alta.
Si può dimostrare che tale aumento della temperatura di ebollizione è proporzionale alla frazione molare del soluto e che non dipende affatto dalla sua natura: ad esempio si ottiene lo stesso innalzamento se anziché il comune sale da cucina si scioglie il sale iodato (che è una miscela di NaCl, KI, KIO3). Qualsiasi soluto non volatile produce un innalzamento ebullioscopico in misura proporzionale alla concentrazione molale di particelle che riesce a far dissociare in soluzione.
3.LA PRESENZA DI SOLUTO ABBASSA LA TEMPERATURA DI CONGELAMENTO.
Preparare in un mortaio (o in una ciotola di ceramica) una miscela frigorifera triturando finemente del ghiaccio (racchiudere qualche cubetto in un sacchetto di plastica e frantumare con un pestello) ed aggiungendovi abbondantemente sale fino. Mescolare. La temperatura di questa miscela è di circa -5°C.
Versare i liquidi (ancora caldi) precedentemente utilizzati nella prova di ebollizione in due provette (opportunamente contrassegnate) e sistemare le provette nella miscela frigorifera.
In pochi istanti avverrà il raffreddamento ed il congelamento dell’acqua distillata, mentre il congelamento della soluzione salina avviene più tardi ed interesserà soltanto una minima parte del corpo liquido.
Figura 4: congelamento delle due soluzioni
Si introduce il termometro nelle due provette (senza che il bulbo tocchi il fondo) e si legge la temperatura di equilibrio raggiunta tra le fasi liquida/solida presenti (figura 5): 0°C per l’acqua distillata ma -1,1 °C per la soluzione salina! Eppure si trovano nella stesse condizioni!
Figura 5: misurazione dei punti di fusione delle due soluzioni
La possibilità stessa di preparare una miscela frigorifera con sale e ghiaccio è dovuta ad un effetto di abbassamento crioscopico: il sale fa fondere parte del ghiaccio (formando una salamoia) e il calore necessario viene sottratto alla restante parte di cristalli che quindi si portano ad una temperatura più bassa. Più si concentra la salamoia più scende la temperatura di equilibrio con la fase solida (ghiaccio) fino al limite di saturazione (23,3% in peso di NaCl in acqua, figura 6).
Figura 6: miscela frigorifera
Anche in questo caso la difficoltà a congelare (che si traduce in un abbassamento della temperatura necessaria ad osservare tale fenomeno) può essere attribuita alla presenza del soluto che ostacola la formazione di una fase cristallina. Questa infatti richiede schieramenti ordinati delle molecole di solvente, più difficili da conseguire in presenza di particelle “estranee” di soluto. In sintesi la presenza di soluto non volatile rende più “disordinata” la fase liquida e questo costituisce un motivo (di natura entropica) di aumentata stabilità. Ce ne accorgiamo perché il campo di esistenza della fase liquida si amplia: mentre l’acqua distillata è restata liquida tra 0 °C e 100 °C, la nostra soluzione salina resta liquida in un intervallo maggiore (tra -1,1°C e + 100,5 °C).
Figura 7: diagramma di fase con illustrato l'ampliamento del campo di esistenza della fase liquida
4. LA PRESENZA DI SOLUTO MODIFICA IL COMPORTAMENTO OSMOTICO
Occorre anticipare la preparazione delle “uova nude” mantenendole per 24 ore immerse nell’aceto. La reazione tra acido acetico (presente nell’aceto) e carbonato di calcio (nel guscio dell’uovo) porterà alla completa dissoluzione del guscio secondo l’equazione: $$CaCO_3 + 2CH_3COOH \longrightarrow Ca^{2+} + 2CH_3COO^- + H_2O +CO_2$$
Quando la dissoluzione del guscio è completata si può osservare che il contenuto dell’uovo resta integro perché protetto da una doppia membrana che lo avvolge e lo rende elastico (con cautela l’uovo può essere fatto rimbalzare sul piano di lavoro). E’ consigliabile prepararsi in anticipo qualche uovo in più rispetto al necessario, in caso di incidentale rottura! Figura 8: uovo senza guscio per dissoluzione in aceto
Preparare in due recipienti di vetro le soluzioni che occorrono all'osservazione del fenomeno: in un recipiente prepariamo una soluzione molto concentrata di acqua e zucchero (la solubilità è di circa 2 g/ml) e nell'altro versiamo dell’acqua distillata.
Pesare (con l’aiuto di un bicchierino di plastica) le due uova “nude” e annotare le rispettive masse (figura 9, sinistra).
Immergere un uovo nella soluzione di acqua e zucchero e l’altro uovo in acqua distillata (figura 9, centro). Attendere almeno per 30 minuti (ma se si può, lasciarle più tempo possibile).
Quindi estrarre le due uova, asciugarle bene e ripesarle. Si osserva che l’uovo immerso in acqua e zucchero si è ridotto di volume (ma la membrana è integra) e infatti pesa di meno (11 g in meno dopo circa due ore) mentre l’uovo immerso in acqua distillata si è rigonfiato e pesa di più (circa 6 g in più), (figura 9, destra).
Figura 9
Se si buca l’uovo con uno stuzzicadenti si può osservare la natura della membrana: un tessuto biologico elastico a permeabilità selettiva, che si fa attraversare dalle molecole di acqua (e in misura minore anche soluti di piccole dimensioni) ma non le molecole di saccarosio (a causa delle loro maggiori dimensioni).
Figura 10: la membrana selettiva
OSSERVAZIONI
La presenza del soluto ha di nuovo modificato un comportamento del solvente: la sua capacità di penetrare nell’uovo attraverso la membrana. Le soluzioni che sono più ricche di soluti rispetto al contenuto della membrana (ipertoniche) si comportano richiamando acqua (le molecole fuoriescono dall’uovo attraversando la membrana) mentre le soluzioni più povere di soluti (ipotoniche) si comportano in modo opposto, costringono le molecole d’acqua ad un flusso in “entrata” anziché in uscita.
L’effetto osservato è dovuto all'“osmosi”. Si tratta di un fenomeno legato ad una proprietà delle soluzioni (pressione osmotica) che risulta esser colligativa ovvero indipendente dalla natura del soluto e dipendente esclusivamente dalla sua concentrazione (oltre che dalle caratteristiche del solvente e della membrana).
Esistono diversi modelli interpretativi del fenomeno legati al meccanismo di selettività della membrana: nelle membrane biologiche il meccanismo è quello della solubilità selettiva (cioè si ammette la saturazione della membrana con il solvente).
La membrana semipermeabile satura del solvente è in contatto da una parte con la soluzione e dall'altra parte con il solvente puro. Essa scambia le molecole di solvente presenti sulla sua superficie con le molecole di solvente presenti rispettivamente nella soluzione e nel solvente puro (figura 11).
Dalla parte della soluzione, un maggior numero di molecole di solvente passa dalla membrana alla soluzione piuttosto che nel senso inverso, infatti le molecole di soluto in contatto con la membrana impediscono il passaggio di molecole di solvente dalla soluzione alla membrana, mentre non impediscono il passaggio del solvente nel verso opposto.
Come conseguenza, la superficie della membrana che si affaccia sulla soluzione si "impoverisce" di molecole di solvente; queste vengono rifornite dalla zona della membrana a contatto con il solvente che a sua volta assorbe molecole di solvente dal solvente stesso.
Figura 11: funzionamento microscopico di una membrana semipermeabile
Avremmo osservato lo stesso comportamento anche se avessimo utilizzato NaCl al posto dello zucchero o qualsiasi altro soluto incapace di attraversare la membrana; l’entità dell’effetto dipende solo dalla concentrazione.
In effetti, già l’immersione in aceto ha prodotto un certo rigonfiamento delle uova rispetto alle dimensioni in guscio (la soluzione “aceto” è ipotonica rispetto al contenuto della membrana).
Il saccarosio è preferibile al cloruro di sodio solo perché gli ioni sodio e cloruro in una certa misura riescono ad attraversare la membrana e quindi l’effetto osmotico è meno evidente.
Il comportamento della cellula uovo di pollo è analogo al comportamento di tutte le cellule: in un mezzo ipotonico si rigonfiano di acqua e possono andare incontro a lisi: in un mezzo ipertonico perdono parte del loro contenuto acquoso (disidratazione); in un mezzo isotonico mantengono inalterato il loro volume e il loro contenuto intracellulare.
Note e storia
Al termine del ciclo di esperimenti si possono proporre dei quesiti che possano stimolare una discussione o un percorso di ricerca e approfondimento su applicazioni di interesse scientifico - tecnologico che sfruttano le proprietà colligative. Alcuni spunti:
"Il punto crioscopico del latte come metodo di analisi antisofisticazione"
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