la concentrazione e la solubilità

Cos’è la concentrazione di una soluzione?

La concentrazione indica quanta quantità di soluto (la sostanza disciolta) è presente in una determinata quantità di solvente o di soluzione totale.

Esempio pratico:

• Se sciolgo 10 g di zucchero in 100 mL d’acqua, la soluzione è più concentrata di una con 10 g in 200 mL d’acqua.

• Quindi, a parità di soluto, più solvente = soluzione più diluita.

Tipi di concentrazione:

1. Percentuale (%)

2. Molarità (M)

3. Molalità (m)

4. Frazione molare (X)

5. Parti per milione (ppm) / miliardo (ppb)

cos’è la concentrazione percentuale (%): definizione e tipi

La concentrazione percentuale esprime la quantità di soluto in 100 parti di soluzione (in peso o volume).
Può essere calcolata in tre modi diversi, a seconda delle grandezze considerate.

🔹 1⃣ Percentuale peso/volume (% p/v)

Quantità (in grammi) di soluto disciolta in 100 mL di soluzione.

%p/v=grammi di soluto​/mL di soluzione×100

Esempio:
10 g di zucchero disciolti fino a 100 mL totali = 10% p/v.

Uso tipico:
Solidi disciolti in liquidi (es. farmaci in soluzione acquosa).

💡 Attenzione: si considera il volume totale della soluzione, non solo il solvente.

🔹 2⃣ Percentuale peso/peso (% p/p

Definizione:
Rapporto tra la massa di soluto e la massa totale della soluzione, moltiplicato per 100.

%p/p=g di soluto/g di soluzione​×100

Esempio:
5 g di sale in 95 g d’acqua → 5% p/p.

Uso tipico:
Soluzioni solide o semisolide (es. pomate, leghe metalliche, creme).)

🔹 3⃣ Percentuale volume/volume (% v/v)

Definizione:
Volume di soluto in 100 mL di soluzione.

%v/v=mL soluto/mL di soluzione x 100

Esempio:
40 mL di etanolo + acqua fino a 100 mL → 40% v/v (cioè 40° alcolici).

Uso tipico:
Soluzioni liquido–liquido, come le bevande alcoliche o le miscele di solventi.

Molarità (M)

La molarità (M) rappresenta il numero di moli di soluto presenti in un litro di soluzione.

M= n(soluto)/V(soluzione L)

Unità di misura: mol/L (moli per litro)

Esempio:
1 L di soluzione contenente 1 mol di NaCl → soluzione 1 M di NaCl.

Nota:
La molarità dipende dal volume della soluzione, che cambia con la temperatura.
Più utile quando si lavora con reazioni chimiche, perché considera il numero reale di particelle.

Molalità (m)

La molalità (m) è il numero di moli di soluto disciolte in 1 kg di solvente.

m= n(soluto)/kg di solvente

Unità di misura: mol/kg

Esempio:
1 mol di glucosio in 1 kg d’acqua = 1 m di glucosio.

Differenza con la molarità:

• La molalità non dipende dalla temperatura, perché si basa sulla massa (che non cambia).

• È utile per studiare proprietà colligative (ebollizione, congelamento, pressione osmotica).

Frazione molare (X)

La frazione molare è il rapporto tra le moli di un componente e il totale delle moli presenti nella soluzione.

XA= nA/nA+nB

XA+XB=1

Unità di misura: nessuna (è un rapporto puro)

In una miscela con 2 moli di acqua e 1 mole di etanolo:

XH2​O​=0.67,XC2​H5​OH​=0.33

Uso tipico:
Miscele gassose o liquide, studi termodinamici.

Diluizioni

Una diluizione è un processo in cui si aggiunge solvente a una soluzione per ridurne la concentrazione.
Durante la diluizione, le moli di soluto restano costanti.

M1​V1​=M2​V2​

• M₁ = molarità iniziale

• V₁ = volume iniziale

• M₂ = molarità finale

• V₂ = volume finale

Esempio:
Hai 100 mL di HCl 2 M e vuoi ottenere HCl 0,5 M:

(2)(100)=(0.5)(V2)⇒V2=400 mL ➡ Aggiungi 300 mL di acqua.

Parti per milione (ppm) e per miliardo (ppb)

Unità usate per esprimere concentrazioni molto piccole di una sostanza in un’altra (tipiche inquinanti o contaminanti).

ppm= mg soluto/ kg o L di soluzione

ppb= µg di soluto/ kg o L di soluzione

Esempio:
1 ppm di piombo = 1 mg di Pb in 1 L d’acqua.

Uso tipico:

• Analisi ambientali (acqua, aria, suolo)

• Controlli alimentari

• Tossicologia

Nota:
Alcune sostanze (es. diossina, mercurio) sono pericolose già a livello di ppb.

L’acqua come solvente: proprietà chiave

Cos’è (breve): l’acqua è la sostanza che più di tutte scioglie altre sostanze ed è la matrice in cui avvengono le reazioni biochimiche.

Proprietà importanti (e perché contano):

• Polarità: la molecola H₂O ha una distribuzione di carica non uniforme (ossigeno parzialmente negativo, idrogeni parzialmente positivi). Questo permette all’acqua di solubilizzare ioni e molecole polari.

• Legami a idrogeno: ogni molecola può formare legami H con le vicine → alta coesione, alta tensione superficiale, grande capacità di dissolvere sostanze polari.

• Elevata costante dielettrica: riduce l’attrazione tra cariche opposte → favorisce dissociazione di sali in ioni.

• Alto calore specifico e alto calore di vaporizzazione: l’acqua stabilizza la temperatura corporea e ambientale; molte reazioni assorbono o rilasciano calore in un mezzo che non cambia rapidissimamente temperatura.

• Densità anomala (max a 4 °C): importante per ecosistemi acquatici (ghiaccio galleggia).

• Versatilità come reagente: acqua partecipa come reagente in idrolisi e come prodotto in sintesi per condensazione.

Ruolo biologico dell’acqua e distribuzione corporea

Percentuali (valori tipici):

• Acqua corporea totale ≈ 60% del peso corporeo totale (varia: 50–70% a seconda età/sexo/percentuale di grasso).

• Di queste: circa 2/3 (≈40% peso) sono liquido intracellulare (ICF) e 1/3 (≈20% peso) è liquido extracellulare (ECF).

  • ECF include plasma (circa 4–5% peso) + liquido interstiziale.

Funzioni principali:

• Solvente per trasporto di nutrienti, ormoni, elettroliti;

• Partecipazione a reazioni biochimiche (idrolisi);

• Mantenimento della pressione osmotica e del volume;

• Termoregolazione.

Elettroliti: definizione e ruolo biologico

Elettroliti (breve): specie ioniche (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Cl⁻, HCO₃⁻, HPO₄²⁻, ecc.) che conducono corrente elettrica in soluzione e sono essenziali per funzioni cellulari.

Ruoli fisiologici:

• Na⁺ / K⁺: potenziale di membrana, conduzione nervosa, contrattilità muscolare.

• Ca²⁺: contrazione muscolare, coagulazione, segnalazione cellulare.

• Cl⁻ / HCO₃⁻: equilibrio acido-base, osmoregolazione.

• Mg²⁺ / PO₄³⁻: cofattori enzimatici, metabolismo energetico.

Gli equivalenti (Eq)

Un equivalente rappresenta la quantità di una sostanza che fornisce o reagisce con una mole di cariche elettriche (1 mol di elettroni o ioni monovalenti).
Serve per esprimere la concentrazione di ioni o elettroliti, soprattutto in ambito chimico e biomedico.

• Eq = moli × valore assoluto della valenza (carica).

  • Esempio: 1 mol di Na⁺ (valenza +1) = 1 Eq.

  • 1 mol di Ca²⁺ (valenza +2) = 2 Eq.

Milliequivalente (mEq): 1 Eq = 1000 mEq. In medicina si usa spesso mEq/L per esprimere concentrazione degli ioni.

Formule pratiche:

• mEq = mmol × (valenza)

• mmol = mEq o peso equivalente / (valenza)

Esempio: 2 mmol di Mg²⁺ (valenza = 2) → mEq = 2 mmol × 2 = 4 mEq.

Peso equivalente

Il peso equivalente di una sostanza è la massa (in grammi) che reagisce o fornisce 1 mole di cariche elettriche (1 Eq), oppure che reagisce con 1 mol di H⁺, o cede/acquista 1 mol di elettroni a seconda del tipo di reazione.

In altre parole, è la quantità di sostanza che corrisponde a 1 equivalente chimico.

P.eq= Massa molare (g/mol)/ ∣valenza∣

Dove la valenza indica il numero di cariche o di elettroni coinvolti nella reazione (positivi o negativi).

Interpretazioni diverse in base al contesto:

Tipo di sostanza	Come si calcola il peso equivalente
Ioni	Massa molare / numero di cariche
Acidi	Massa molare / numero di H⁺ rilasciati
Basi	Massa molare / numero di OH⁻ rilasciati
Sali	Massa molare / numero di cariche positive o negative totali
Agenti ossidanti o riducenti	Massa molare / numero di elettroni scambiati nella reazione redox

Perché i clinici usano mEq/L (quando ha senso)

Motivazione pratica: per la terapia endovenosa e l’equilibrio acido-base è importante conoscere la quantità di caricache si infonde (non solo le moli). mEq tiene conto del numero di cariche positive o negative che ogni molecola porta.

Esempio clinico: 1 mmol di Ca²⁺ dà 2 mEq di carica positiva; quindi quantità diverse di moli → carica totale diversa.

Soluzione di lattato di Ringer (RL): composizione e significato

Composizione tipica (da testo):

• Na⁺ = 130 mEq/L

• K⁺ = 4 mEq/L

• Ca²⁺ = 3 mEq/L

• Cl⁻ = 109 mEq/L

• Lattato (CH₃CH(OH)COO⁻) = 28 mEq/L

Osservazione: la soluzione mantiene neutralità di carica → somma mEq cationi = somma mEq anioni.

• Somma cationi = 130 + 4 + 3 = 137 mEq/L

• Somma anioni = 109 + 28 = 137 mEq/L → corrisponde.

Uso clinico: soluzione isotonica usata per reintegrare perdite di sangue/volume; scelta dipende da necessità elettrolitiche del paziente.

Conversioni pratiche: mEq ⇄ mmol ⇄ massa (esempi con Ringer)

Regole:

• Per ioni monovalenti (Na⁺, K⁺, Cl⁻, lactato⁻): 1 mmol = 1 mEq.

• Per ioni divalenti (Ca²⁺, Mg²⁺, HPO₄²⁻): 1 mmol = 2 mEq (valenza = 2).

Esempi calcolati (passo-passo) — tutti i passaggi aritmetici mostrati:

1. Na⁺ in RL: 130 mEq/L → mmol/L?

   • Na⁺ è monovalente → mmol = mEq / 1 = 130 mmol/L.

   • Massa (Na) per L: massa = moli × PM (PM Na ≈ 22.99 g/mol)

     • 130 mmol = 0.130 mol.

     • 0.130 mol × 22.99 g/mol = 2.9887 g → ≈ 2.99 g Na⁺ per L.

2. Ca²⁺ in RL: 3 mEq/L → mmol/L?

   • Ca²⁺ è divalente → mmol = mEq / 2 = 3 / 2 = 1.5 mmol/L.

   • Massa (Ca) per L: 1.5 mmol = 0.0015 mol. PM Ca ≈ 40.08 g/mol.

     • 0.0015 mol × 40.08 g/mol = 0.06012 g → ≈ 60.1 mg Ca per L.

3. K⁺ in RL: 4 mEq/L → mmol/L e massa

   • K⁺ monovalente → mmol = 4 mmol/L.

   • 4 mmol = 0.004 mol. PM K ≈ 39.10 g/mol.

     • 0.004 mol × 39.10 g/mol = 0.1564 g → ≈ 156.4 mg K⁺ per L.

4. Cl⁻ in RL: 109 mEq/L → mmol e massa

   • Cl⁻ monovalente → mmol = 109 mmol/L.

   • 109 mmol = 0.109 mol. PM Cl ≈ 35.45 g/mol.

     • 0.109 mol × 35.45 g/mol = 3.86405 g → ≈ 3.86 g Cl⁻ per L.

Nota su lactato: specie monovalente (1 mEq = 1 mmol). Se vuoi massa di lattato, servirebbe la forma (acido lattico o sale sodico) e il PM specifico; nell’esempio usare PM del lattato anionico se serve.

Interpretazione clinica e osservazioni pratiche

• mEq/L vs mmol/L: molti laboratori riportano elettroliti in mmol/L (chimico) ma formulari clinici e prescrizioni usano mEq/L (considerando carica). Per ioni monovalenti i numeri coincidono, per ioni divalenti no.

• Neutralità di carica nelle soluzioni IV: ogni soluzione per IV deve essere elettricamente neutra (somma mEq cationi = somma mEq anioni).

• Scelta della soluzione: RL è più “fisiologica” per alcuni usi (contiene Ca e lattato come tampone metabolizzabile), mentre soluzione fisiologica 0.9% NaCl è ricca di Cl⁻ (può alterare l’equilibrio acido-base se usata in grandi volumi).

• Occhio alle unità: sempre controllare se i valori sono riportati in mEq/L, mmol/L, mg/dL; convertire quando necessario.

L’acqua come solvente e la sua azione sui composti ionici

Definizione:
L’acqua è un solvente polare, cioè le sue molecole hanno due poli elettrici:

• un polo negativo vicino all’ossigeno (che attira i cationi),

• e un polo positivo vicino agli idrogeni (che attira gli anioni).

Quando un composto ionico solido (es. NaCl) viene immerso in acqua:

• Le molecole d’acqua si dispongono attorno agli ioni positivi e negativi presenti sulla superficie del cristallo.

• Le attrazioni tra acqua e ioni diventano più forti dei legami ionici che tengono insieme il cristallo.

• Gli ioni si separano (dissociazione) e si disperdono nella soluzione, circondati da molecole d’acqua.

Questo processo si chiama solvatazione, o più precisamente idratazione quando il solvente è l’acqua.

Gli ioni idratati e il guscio di solvatazione

Definizione:
Un ione idratato è uno ione circondato da molecole d’acqua orientate secondo la sua carica:

• per i cationi (ioni +), gli atomi di ossigeno (δ⁻) dell’acqua si orientano verso di esso;

• per gli anioni (ioni –), si orientano verso di esso gli atomi di idrogeno (δ⁺).

Funzione:
Il gruppo di molecole d’acqua intorno allo ione forma un guscio di solvatazione, che:

• impedisce agli ioni di ricombinarsi,

• li mantiene dispersi e stabili in soluzione,

• permette la conduzione elettrica nelle soluzioni (da qui il termine elettroliti).

Solubilità dei composti ionici

Non tutti i composti ionici si sciolgono bene in acqua.
La solubilità dipende dal bilancio energetico tra:

• l’energia necessaria per rompere i legami ionici nel cristallo, e

• l’energia rilasciata durante l’idratazione degli ioni.

👉 Se l’energia liberata è maggiore, il composto si scioglie bene;
👉 se è minore, il composto rimane insolubile (es. AgCl, CaCO₃).

Solidi idrati e acqua di cristallizzazione

Alcuni solidi trattengono molecole d’acqua integrate nella loro struttura cristallina.
Queste molecole non sono legate chimicamente agli ioni, ma stabilizzano la forma del cristallo.
Si parla allora di acqua di idratazione o acqua di cristallizzazione.

Esempi:

• Solfato di rame pentaidrato (CuSO₄·5H₂O) → blu

• Solfato di rame anidro (CuSO₄) → bianco

👉 La perdita o l’acquisizione di acqua può cambiare il colore, la forma e le proprietà fisiche del composto.

Composti anidri e igroscopici

• Un composto anidro è un solido che ha perso l’acqua di idratazione, spesso per riscaldamento.

• Alcuni composti anidri sono igroscopici, cioè assorbono facilmente l’umidità dall’aria per riformare l’idrato.

Esempi:

• Cloruro di calcio anidro (CaCl₂) → usato come essiccante per assorbire umidità.

• Solfato di rame anidro (CuSO₄) → diventa blu quando assorbe acqua.

Caso biologico: urato di sodio e gotta

Nel corpo umano, il urato di sodio (derivato dall’acido urico) può trovarsi:

• come cristallo anidro, di forma sferica;

• oppure come cristallo monoidrato, di forma ad ago.

👉 L’accumulo di cristalli monoidrati nelle articolazioni (soprattutto all’alluce) causa la gotta, una malattia dolorosa dovuta all’infiammazione.

sintesi

Termine	Significato	Esempio

Solvatazione / Idratazione

Circondamento di ioni da parte del solvente (acqua)

Na⁺, Cl⁻ in acqua

Ione idratato

Ione legato fisicamente a molecole d’acqua

[Na(H₂O)₆]⁺

Acqua di cristallizzazione

Molecole d’acqua nel reticolo cristallino

CuSO₄·5H₂O

Anidro

Privo di acqua

CuSO₄ (bianco)

Igroscopico

Assorbe umidità dall’aria

CaCl₂ anidro

L’acqua: il solvente universale

L’acqua è considerata il solvente universale perché riesce a sciogliere una grandissima varietà di sostanze, sia ioniche(sali) che molecolari polari (zuccheri, alcoli, acidi organici).

Motivo chimico:

• La molecola d’acqua (H₂O) è polare, con una carica parzialmente negativa sull’ossigeno e positiva sugli idrogeni.

• Questo dipolo le permette di interagire elettrostaticamente con ioni e molecole polari.

Ruolo biologico:

• Costituisce circa 60–70% del corpo umano.

• È solvente per quasi tutte le reazioni metaboliche intracellulari.

• Trasporta nutrienti, ioni, ormoni e prodotti di scarto nel sangue e nei fluidi extracellulari.

Curiosità:
Senza acqua, le proteine non si ripiegherebbero correttamente e gli enzimi non funzionerebbero: la vita stessa non sarebbe possibile.

Elettroliti: cosa sono e perché conducono corrente

Un elettrolita è una sostanza che, sciolta in acqua o fusa, si dissocia in ioni e conduce corrente elettrica.

Esempio:
NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Come funziona:

• In acqua, gli ioni si muovono liberamente.

• I cationi (+) migrano verso il catodo (–).

• Gli anioni (–) migrano verso l’anodo (+).

• Questo movimento di cariche crea una corrente elettrica.

Nella pratica:

• Se colleghiamo una lampadina a una soluzione di NaCl → si accende vivacemente.

• Se usiamo acqua distillata → rimane spenta (perché mancano ioni).

Importante:
Non solo i sali sono elettroliti! Anche acidi (HCl, H₂SO₄) e basi (NaOH, KOH) lo sono.

Tipi di elettroliti

Tipo	Dissociazione	Conduzione elettrica	Esempi	Note
Forte	Completa (≈100%)	Alta	NaCl, HCl, KOH	Tutte le molecole si trasformano in ioni
Debole	Parziale (<5%)	Media/Bassa	CH₃COOH, NH₃	In equilibrio tra forma molecolare e ionica
Non elettrolita	Nessuna	Nessuna	Zucchero, etanolo, acqua pura	Rimane molecolare in soluzione

Spiegazione approfondita:

• Gli elettroliti forti sono completamente dissociati → alta concentrazione di ioni mobili.

• Gli elettroliti deboli esistono in equilibrio:
  esempio → CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

• I non elettroliti (come zuccheri o alcoli) non formano ioni ma restano molecole neutre.

Dissoluzione dei composti ionici

Processo:
Quando un sale come NaCl viene messo in acqua:

1. Le molecole d’acqua circondano gli ioni Na⁺ e Cl⁻ presenti sulla superficie del cristallo.

2. Le forze di attrazione acqua-ione superano i legami ionici del reticolo.

3. Gli ioni si separano (dissociano) completamente → diventano idrati.

Risultato:

• Gli ioni Na⁺ e Cl⁻ restano circondati da molecole d’acqua orientate secondo la loro carica (guscio di idratazione).

• Questi ioni non si ricombinano, restando dispersi nella soluzione.

Termini chiave:

• Solvatazione: processo generale in cui un solvente circonda e stabilizza un soluto.

• Idratazione: solvatazione specifica dove il solvente è l’acqua.

• Strato di solvatazione: insieme di molecole d’acqua legate a uno ione.

💡 Questo strato agisce come un “cuscinetto”, impedendo la ricombinazione tra cationi e anioni.

Solidi idrati e igroscopici

Definizioni:

• Idrati: solidi cristallini che contengono molecole d’acqua integrate nella loro struttura.

• Acqua di idratazione: le molecole d’acqua legate nel reticolo cristallino.

• Anidro: composto a cui è stata rimossa l’acqua.

• Igroscopico: composto anidro che assorbe umidità dall’aria.

Esempi:

• Solfato di rame pentaidrato (CuSO₄·5H₂O) → blu.

• Solfato di rame anidro (CuSO₄) → bianco.

Applicazione biologica:
Nel corpo umano, l’urato di sodio monoidrato può cristallizzare nelle articolazioni → causa la gotta.

Conducibilità elettrica e concentrazione

Principio fondamentale:

Maggiore è la concentrazione di ioni, maggiore è la conduttività elettrica.

Tuttavia:

• A concentrazioni troppo alte, gli ioni possono interferire tra loro, riducendo leggermente la mobilità.

• Gli ioni piccoli e molto carichi (es. H⁺, OH⁻) sono più mobili e quindi contribuiscono più fortemente alla conduttività.

Esempio pratico:
Soluzione 0.1 M di NaCl → conduce bene.
Soluzione 0.1 M di CH₃COOH → conduce poco perché solo una piccola parte è ionizzata.

Gli elettroliti nel corpo umano

Ruolo fisiologico essenziale:

• Mantengono l’equilibrio idrico e osmotico (tra liquido intra- ed extracellulare).

• Regolano il pH sanguigno (es. HCO₃⁻ e H₂PO₄⁻ come tamponi).

• Consentono la trasmissione degli impulsi nervosi (Na⁺, K⁺).

• Attivano enzimi e processi metabolici (Mg²⁺, Ca²⁺).

Principali elettroliti corporei:

Cationi (+)	Ruolo principale
Na⁺	Regola pressione osmotica e volume sanguigno
K⁺	Essenziale per potenziale d’azione neuronale
Ca²⁺	Contrazione muscolare, coagulazione
Mg²⁺	Cofattore enzimatico

Anioni (–)	Ruolo principale
Cl⁻	Bilancia le cariche positive
HCO₃⁻	Tampona il pH
HPO₄²⁻ / H₂PO₄⁻	Tamponi intracellulari

Unità di misura medica:
La concentrazione degli elettroliti nei fluidi corporei è spesso espressa in mEq/L (milliequivalenti per litro), che tengono conto sia della quantità di sostanza che della valenza (carica ionica).

L’acqua e i soluti molecolari (covalenti)

L’acqua scioglie anche molecole covalenti polari, che interagiscono con le sue molecole attraverso legami a idrogeno o forze dipolo-dipolo.

Esempi:

• Etanolo (CH₃CH₂OH): solubile, perché ha un gruppo –OH capace di legami a idrogeno.

• Saccarosio (C₁₂H₂₂O₁₁): molto solubile grazie ai tanti –OH.

• Clorometano (CH₃Cl): insolubile, perché non forma legami H.

Regola pratica:

Una molecola sarà solubile in acqua se contiene atomi di O, N o F e può formare legami idrogeno.
Le molecole troppo grandi o con troppe catene apolari diventano insolubili.

max 3 carboni per essere solubili con F,O,N

L’acqua nei sistemi biologici

Ruoli biologici dell’acqua:

• Solvente per biomolecole (proteine, zuccheri, sali).

• Ambiente di reazione per la maggior parte delle trasformazioni metaboliche.

• Lubrificante (nelle articolazioni, saliva, muco).

• Regolatore termico (grazie all’alto calore specifico).

Idratazione molecolare:

• Le molecole di acqua circondano proteine e acidi nucleici, stabilizzandone la forma.

• La perdita di idratazione può portare a denaturazione proteica.

Esempio:
Nel sangue, l’acqua scioglie e trasporta glucosio, ioni, CO₂, O₂, ormoni e rifiuti metabolici.

Perché l’acqua è un solvente così efficace per composti ionici e covalenti?

• Polare: l’acqua ha un dipolo elettrico marcato, con O parzialmente negativo e H parzialmente positivo.

• Idrofila: attrae ioni e molecole polari tramite interazioni elettrostatiche e legami idrogeno.

• Composti ionici: l’acqua solvata i cationi e anioni separandoli e stabilizzandoli (es. NaCl → Na⁺ + Cl⁻).

• Composti covalenti polari: le molecole d’acqua formano legami idrogeno con i gruppi polari del soluto (es. –OH, –NH₂, –COOH).

• Reazioni con l’acqua: alcuni composti covalenti reagiscono chimicamente (es. HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻).

• Effetto biologico: la capacità dell’acqua di solvatare è cruciale per il trasporto di nutrienti, elettroliti e metaboliti all’interno dell’organismo.

Come si comporta l’acido cloridrico in soluzione acquosa e perché è un elettrolita forte?

• HCl è un gas corrosivo e irritante.

• In acqua, si dissocia completamente in ioni:
  HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

• Lo ione H⁺ si associa a una molecola d’acqua formando l’ione idronio (H₃O⁺).

• La completa dissociazione fa sì che HCl conduca corrente elettrica → elettrolita forte.

• Non tutte le molecole covalenti reagiscono: molti composti polari rimangono intatti in soluzione.

Quali fattori determinano la solubilità di un composto covalente in acqua?

• Polarità e legami idrogeno:

  • Molecole con O, N o F possono formare legami idrogeno con l’acqua → maggiore solubilità.

  • Legami donatori: O-H, N-H, F-H

  • Legami accettori: O, N, F con doppietti elettronici liberi

• Dimensione della molecola:

  • Molecole troppo grandi con molti atomi di C diventano idrofobiche → insolubili.

  • Regola empirica: ≤ 3 atomi di C per ogni O o N per garantire solubilità.

• Reattività chimica:

  • Alcuni composti covalenti reagiscono con l’acqua → formazione di ioni (es. HCl).

• Esempi pratici:

  • Metanolo (CH₃OH) → piccola, O-H → solubile

  • Clorometano (CH₃Cl) → piccolo, non polare → insolubile

  • Acido acetico (CH₃COOH) → solubile per O-H e polarità

  • Acido benzoico (C₆H₅COOH) → insolubile in acqua pura, parzialmente solubile se caldo

Come l’acqua solvata i composti covalenti polari?

• Le molecole d’acqua circondano la molecola di soluto → solvatatione.

• Si formano legami idrogeno tra i gruppi polari del soluto e le molecole d’acqua.

• Questo stabilizza il soluto e lo mantiene disperso in soluzione.

• Visualizzazione tipica: linee tratteggiate tra O-H dell’acqua e gruppi polari del soluto.

Perché molecole covalenti grandi con molti atomi di carbonio sono meno solubili in acqua?

• Gli atomi di C sono idrofobici, riducono le interazioni con l’acqua.

• Le molecole grandi hanno meno gruppi polari relativi alla massa → solvatatione incompleta.

• Eccezioni: molecole grandi con molti gruppi polari (es. zuccheri → C₁₂H₂₂O₁₁) → solubili perché tanti legami idrogeno compensano la parte idrofobica.

Come valutare rapidamente se un composto covalente si scioglierà in acqua?

1. Contiene almeno un O, N o F?

2. Contiene legami donatori di H (O-H, N-H, F-H)?

3. Rapporto carbonio/polare ≤ 3:1?

• Sì → probabile solubile

• No → probabile insolubile

Quali ruoli biologici fondamentali ha l’acqua nel corpo umano?

• Solvente universale: scioglie elettroliti e composti polari.

• Trasporto: nutrienti, ormoni, rifiuti metabolici.

• Idratazione macromolecole: proteine, acidi nucleici, polisaccaridi → mantiene struttura e funzionalità.

• Regolazione chimica: mantiene equilibrio osmotico, pH e pressione sanguigna.

• Fluidi corporei acquosi: sangue, linfa, urine → veicolo per metabolismo e omeostasi.

Fornisci esempi pratici di composti covalenti solubili e insolubili in acqua.

• Solubili: metanolo (CH₃OH), etanolo (CH₃CH₂OH), acido acetico (CH₃COOH), glucosio (C₆H₁₂O₆), saccarosio (C₁₂H₂₂O₁₁)

• Parzialmente solubili: acido benzoico (C₆H₅COOH), dipropil etere (C₆H₁₄O)

• Insolubili: clorometano (CH₃Cl), oli e lipidi idrofobici, idrocarburi semplici (CH₄, C₂H₆)