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Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea della Scuola di Medicina ad accesso programmato a.a. 2019/2020 CHIMICA
Corso di orientamento e preparazione ai Corsi di Laurea della Scuola di Medicina ad
accesso programmato a.a. 2019/2020
CHIMICA
«Nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma.»
(Antoine-Laurent de Lavoisier)
La chimica è la scienza che studia la composizione della materia e il suo
comportamento in base a tale composizione.
Alessio Cesaretti, PhD Email: [email protected]
Programma • La costituzione della materia: gli stati di aggregazione della materia; sistemi eterogenei e sistemi
omogenei; composti ed elementi.
• Le leggi dei gas, le proprietà dello stato liquido; le leggi ponderali.
• La struttura dell'atomo: particelle elementari; numero atomico e numero di massa, isotopi. La
teoria atomica da Bohr alla meccanica quantistica; la configurazione elettronica degli atomi dei
vari elementi.
• Il sistema periodico degli elementi: gruppi e periodi; elementi di transizione; proprietà periodiche
degli elementi: raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica; metalli e non
metalli; relazioni tra struttura elettronica, posizione nel sistema periodico e proprietà.
• Il legame chimico: legame ionico, legame covalente; polarità dei legami; elettronegatività. Le
forze intermolecolari.
• Fondamenti di chimica inorganica: nomenclatura e proprietà principali dei composti inorganici:
ossidi, idrossidi, acidi, sali.
Programma • Le reazioni chimiche e la stechiometria: peso atomico e molecolare, numero di Avogadro,
concetto di mole, calcoli stechiometrici elementari, bilanciamento di reazioni, vari tipi di reazioni
chimiche.
• La termodinamica chimica; la cinetica chimica. L’equilibrio.
• Le soluzioni: proprietà solventi dell'acqua; solubilità; principali modi di esprimere la concentrazione delle
soluzioni. Le proprietà colligative.
• Ossidazione e riduzione: numero di ossidazione, concetto di ossidante e riducente.
• Acidi e basi: concetti di acido e di base; acidità, neutralità, basicità delle soluzioni acquose; il pH.
• Fondamenti di chimica organica: legami tra atomi di carbonio; idrocarburi alifatici, ciclici e aromatici; i
gruppi funzionali.
• Fondamenti di biochimica.
Le soluzioni
Sono miscele omogenee di due o più sostanze (in forma di molecole, atomi, ioni) di cui quella presente in quantità maggiore è definita solvente, le altre soluti.
possono essere
solide (leghe) liquide aeriformi
Anche se il solvente e il soluto sono in fasi diverse, esse assumono lo stato di aggregazione del solvente
Le Soluzioni
La solubilità
È la quantità massima di soluto che può sciogliersi, ad una data temperatura, in una data quantità di solvente: la soluzione in questo caso di dice satura.
Una soluzione è insatura quando il solvente è ancora in grado di sciogliere soluto o soluti.
Una soluzione insatura può essere diluita, se la quantità di soluto disciolta è piccola o concentrata se invece è grande, relativamente alla quantità di solvente.
Soluzione Insatura e Soluzione Satura
Equilibrio dinamico in una soluzione satura
Si è raggiunto uno stato di EQUILIBRIO DINAMICO: una trasformazione continua ad avvenire, ma contemporaneamente ha luogo, e con la stessa velocità, la trasformazione in senso contrario.
Una soluzione è SATURA quando il numero delle particelle di soluto che lasciano la loro posizione nel reticolo cristallino è uguale, nell’unità di tempo, a quello delle particelle che ritornano a far parte del solido.
Il solido non si scioglie più e rimane del CORPO DI FONDO. La quantità di soluto, per unità di solvente, necessaria a formare una soluzione satura, rappresenta la sua SOLUBILITÀ.
Il processo di solubilizzazione
I soluti possono essere:
• ionici
• di tipo covalente polare
• di tipo covalente non polare
I solventi possono essere
• di tipo covalente polare
• di tipo covalente non polare
I soluti ionici sono solubili in solventi covalenti polari.
I soluti covalenti polari sono solubili in solventi covalenti polari.
I soluti non polari (o leggermente polari) sono solubili in solventi non polari (o leggermente polari).
+ - - ione sodio ione cloruro molecola d’acqua
δ+ δ+
+
Le molecole di H2O si comportano come dipoli e si orientano verso i cristalli di NaCl, in modo tale da orientare i propri poli positivi e negativi verso gli ioni periferici di carica opposta, vincendo progressivamente le forti attrazioni esistenti.
--
Solido ionico in solvente covalente polare
Solubilizzazione
Solubilità di un solido covalente polare in un solvente polare
glucosio
CH2OH
H O C H
OH OH H C C
C
H OH
H
OH C
Il glucosio forma con l’acqua LEGAMI A IDROGENO. Da un cristallo si separano molecole idratate.
= =
Soluto apolare in solvente apolare
naftlalene
trielina
Il naftalene è solubile nella trielina perché tra le due sostanze si instaurano le FORZE DI VAN DER WAALS.
+
+ -
Soluzioni di liquidi in liquidi:miscibilità. Liquidi polari
+ -
- +
- + + -
+ - + -
+ -
+ - + - + -
+ - + -
+ - + - + - + -
+ +
+
+
+ +
+ +
+ -
+
+
+ -
Due o più LIQUIDI POLARI si miscelano tra di loro grazie all’instaurarsi di attrazioni dipolo-dipolo
+ Alcol etilico
+ - + - Acqua
+
Liquidi polari e apolari
+
olio acqua miscela
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Un liquido apolare non potrà miscelarsi con uno polare, perché le forze intermolecolari sono diverse
+
+
+
+
+
+
+
Liquidi apolari
Due o più liquidi apolari si miscelano tra loro perché tra essi si instaurano le FORZE DI VAN DER WAALS.
+
Tetracloruro bromo miscela di carbonio
8. La solubilità e le soluzioni sature
La solubilità di una sostanza in un certo solvente è la sua concentrazione nella soluzione satura.
La solubilità varia da sostanza a sostanza e dipende dalla temperatura e dalla natura del solvente.
Spesso viene espressa in grammi di soluto presenti in 100 g di solvente.
In presenza di un eccesso di soluto rispetto alla quantità massima che un solvente può sciogliere, si è in presenza di una soluzione soprasatura.
Solubilità
Tra il soluto disciolto e quello indisciolto si instaura un equilibrio detto equilibrio dinamico dovuto al persistente movimento delle particelle.
La dissoluzione dell’idrossido di sodio in acqua è un processo esotermico, quella dell’idrossido di ammonio è endotermico. Il cloruro di sodio si scioglie in acqua senza modificazione della temperatura del sistema.
Effetti termici nella dissoluzione di un composto ionico
La dissoluzione di un composto ionico avviene in due fasi: 1-demolizione della struttura cristallina del composto ionico con richiesta di energia e 2-idratazione degli ioni, con liberazione di energia. Il bilancio energetico di questi due processi può rendere il processo esotermico o endotermico.
Effetti termici nella dissoluzione di un composto ionico
(liberazione di energia)
1-disgregazione del cristallo
( assorbimento di energia)
2- idratazione
Per la maggior parte delle sostanze solide, la solubilità cresce all’aumentare della temperatura.
Per tutti i soluti gassosi la solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura.
Effetti termici sulla solubilità
Fattori che influiscono sulla solubilità dei solidi e dei liquidi
La solubilità della maggior parte dei liquidi e dei solidi aumenta al crescere della temperatura
KNO3
KBr
NaCl
Ce2(SO4)3
Li2SO4
NaNO3
Pb(NO3)2
Temperatura °C 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Solu
bili
tà in
g p
er 1
00
g d
i ac
qu
a
10
2
0
30
4
0
50
6
0
70
8
0
90
1
00
1
10
9. Solubilità, temperatura e pressione
Per i gas la solubilità dipende anche dalla pressione.
Solubilità di un gas
La concentrazione di una soluzione satura di un gas in un liquido (solubilità) è direttamente proporzionale alla pressione parziale del gas che sta al di sopra della soluzione (legge di Henry).
S = k Pg
S = solubilità
k = costante di Henry
Pg = pressione parziale del gas
Fattori che influiscono sulla solubilità di un gas
temperatura 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
0,0070
0,0060
0,0050
0,0040
0,0030
0,0020
0,0010
Solu
bili
tà in
g p
er 1
00
g d
i ac
qu
a
O2
CH4
N2
La solubilità dei gas nei liquidi è influenzata dalla pressione e dalla temperatura. Essa diminuisce all’aumentare della temperatura e, ad una determinata temperatura, risulta proporzionale alla pressione del gas sul liquido.
Pressione in atm 1 2 3 4 5
Solu
bili
tà in
(g
/ 1
00
g d
i acq
ua
a 2
5°C
)x 1
04
200
180
160
140
120
100
80
60
40
20
O2
N2
He
La concentrazione di una soluzione è il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente in cui il soluto è disciolto.
È possibile esprimere questo rapporto in funzione di diverse grandezze.
La Concentrazione
Unità di misura della Concentrazione
Concentrazione espressa in unità fisiche :
Percentuale in peso (% p/p)
Percentuale peso per volume (% p/v)
Percentuale in volume (% v/v)
Concentrazione espressa in unità chimiche :
Molarità
Frazione molare
ppm, ppt, ppb….
Molalità
Molarità (M)
La concentrazione molare (M) o molarità indica il rapporto fra le moli di soluto (mol) e il volume in litri (L) della soluzione.
Soluzioni a concentrazione nota si possono preparare per pesata.
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑚𝑜𝑙) = 𝑀 ∙ 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑧𝑖𝑜𝑛𝑒(𝐿)
𝑚 𝑔 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑚𝑜𝑙) ∙ 𝑀𝑀 (𝑔
𝑚𝑜𝑙)
Molarità (M)
Preparazione di una soluzione acquosa 1,00 M di NaCl
Molarità (M)
Il volume della soluzione dipende dalla temperatura!!!
Quindi M cambia con T
Molarità (M) Composti Ionici Solubili
KMnO4(aq) --> K+(aq) + MnO4-(aq)
Se prepariamo una soluzione di KMnO4 0,30 M, questo significa
che
[K+] = [MnO4-] = 0.30 M
KMnO4
Molarità (M) Composti Ionici Solubili
Na2CO3(aq) --> 2 Na+(aq) + CO32-(aq)
se [Na2CO3] = 0.100 M
[Na+] = 2 x 0.100 M = 0.200 M
[CO32-] = 0.100 M
Na2CO3 : composto ionico solubile
Normalità (N)
La concentrazione normale (N) o normalità indica il rapporto fra il numero di equivalenti di soluto (eq) e il volume in litri (L) della soluzione.
Un EQUIVALENTE può essere definito come la quantità di composto a cui
corrisponde una mole di unità reattive.
𝑛𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑡à = 𝑁 =𝑒𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒(𝐿)
𝑁 = 𝑒𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 ∙ 𝑀
Molalità (m)
La concentrazione molale (m) o molalità è il rapporto tra le moli di soluto e la massa del solvente espressa in kilogrammi.
La Frazione Molare (Xn)
La frazione molare (X) di un componente di una soluzione è il rapporto fra il suo numero di moli di quel componente e il numero totale di moli di tutti i componenti.
La somma delle frazioni molari è uguale a 1
XA + XB + …. Xn = 1
Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo
a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua
b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcol
La frazione molare dell’acqua si calcola come segue:
= 2
2 + 2 = 0.5
H2O
La Frazione Molare (Xn)
La Concentrazione
La Concentrazione in unità fisiche
La concentrazione percentuale in massa (% m/m) indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 grammi di soluzione.
La concentrazione percentuale massa su volume (% m/V) indica la quantità in grammi di soluto sciolta in 100 mL di soluzione.
La Concentrazione in unità fisiche
La concentrazione percentuale in volume (% V/V) indica il volume in
millilitri di soluto sciolto in 100 mL di soluzione.
Il grado alcolico di una bevanda
corrisponde ai millilitri di alcol
disciolti in 100 mL di bevanda.
La Concentrazione in unità fisiche
La concentrazione in parti per milione (ppm) indica il numero di parti di soluto presenti in un milione di parti di soluzione.
oppure
n = m (g) / M g/mol d = m (g) / V (ml)
Massa percentuale (% p/p)
(o percentuale in peso) :
grammi di soluto contenuti in
100 grammi di soluzione
msoluto (g)
%p/p = x 100
msoluzione (g)
Esempio: una soluzione di NaCl 37% (p/p) contiene 37 g di sale puro in 100 g di soluzione acquosa.
Di soluto per soluto solido!
Massa-volume percentuale (% p/v)
(o percento peso / volume) :
grammi di soluto contenuti in
100 ml di soluzione
Esempio: una soluzione fisiologica di NaCl contiene 0,9 g di sale in 100 ml di soluzione acquosa, quindi è 0,9 % p/v.
msoluto (g)
%p/V = x 100
V soluzione (ml)
Volume percentuale (% v/v)
(o percentuale in volume) :
ml di soluto contenuti in 100 ml di soluzione
Esempio: etanolo 10 % (v/v) significa 10 ml di etanolo puro in 100 ml di soluzione.
Vsoluto (ml)
%V/V = x 100
V soluzione (ml)
Soluto e solvente liquidi
Esercizio 1 15 g di KMnO4 sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare la % in peso (% p/p) dei componenti la soluzione. [dH2O = 1 g/ml]
500 ml di acqua = 500 g
15 gsoluto
% p/p = x 100 = 2,91 515 gsoluzione
100 g di soluzione contengono 2,91 g di KMnO4 e 97,09 g di acqua.
msoluzione = 15 g + 500 g = 515 g
Esercizio 2 Calcolare quanti g di NaCl sono necessari per ottenere 215 g di soluzione acquosa all’8 %p/p di NaCl.
8g : 100g = x g : 215g X g = (215 X 8)/100 = 17,2
8 g NaCl in 100 g x g NaCl in 215 g
msoluto (g)
%p/p = x 100
msoluzione (g)
msoluto = % x m soluzione /100
mNaCl = 8 x 215 /100 = 17,2 g
oppure
Esercizio 3 (conversione % p/p in % p/V)
Calcolare la concentrazione % p/V di una soluzione al 38% p/p di HCl, sapendo che la densità della soluzione è d = 1,19 g/ml
38 % p/p significa che 38 g di HCl sono contenuti in 100 g di soluzione.
La densità mi permette di calcolare il volume relativo ai 100g della soluzione:
Vsoluzione = 100 g /1,19 g ml-1 = 84,0 ml
msoluto (g) 38 g
%p/V = x 100 = x 100 = 45,2
Vsoluzione (ml) 84 ml
oppure
100 mlsoluzione x 1,19 g ml-1 = 119 gsoluzione
V x d = m soluzione
38 g : 100g = x g : 119g
x g = 38g/100g x 119g = 45,2 g
%p/p x d = % p/V
Quindi si può usare la densità per convertire la % p/p in % p/v e viceversa
%p/v = 45,2 g/100ml x100 = 45,2
Esercizio 4 Calcolare la % p/p di una soluzione di HNO3, che contiene 655 g litro-1 di HNO3, nota la densità della soluzione (d = 1,310 g ml-1)
655 g di acido sono contenuti in 1 litro di soluzione e poiché 1 L di soluzione pesa 1310 g
% p/p = 655 g/1310 g x 100 = 50
Diluizione
Aggiunta di solvente a una soluzione concentrata (soluzione madre) al fine di ottenere una soluzione a concentrazione minore.
1 2
Stesso numero di moli Diversa concentrazione!
n1 = n2
Diluizione con Solvente Puro
Quando una soluzione viene diluita si aggiunge del solvente. Se aggiungiamo ad una soluzione di molarità nota del solvente in più, noi NON modifichiamo il numero di moli (n1= n2) ma modifichiamo il volume.
M1= concentrazione iniziale della soluzione V1= volume iniziale della soluzione M2= nuova concentrazione dopo diluizione V2= nuovo volume della soluzione dopo diluizione
M1 = n1/V1
M2 = n2/V2
M1V1 = M2V2
n1 = n2
Diluizione con Solvente Puro
Esempio: si vogliono preparare 100 ml di una soluzione 0,05 M da una soluzione 0,20 M. Che volume occorre prelevare?
2- Data una soluzione concentrata calcolare il volume della stessa che contiene le moli richieste
n = 0,1 L x 0,05 mol / L = 5 x 10-3
1- Calcolare il numero di moli presenti nella soluzione da preparare
0,2 mol / L x VL = 5 x 10-3 mol
VL= 5 x 10-3 / 2 x 10-1 = 2,5 x 10-2 L = 25 ml
3- prelevare il volume (25 ml) e trasferire nel palloncino da 100 ml 4- aggiungere il solvente (portare a volume) e mescolare
160 ml di soluzione di NaOH 0,50 M vengono mescolati con 200 ml di soluzione di NaOH 0,20 M. Calcolare la molarità della soluzione risultante.
1: calcolare il numero di moli in ciascuna soluzione prima del mescolamento. n1 = 0,160 x 0,50 = 0,080 moli
n2 = 0,200 x 0,20 = 0,040 moli
ntotali = 0,080 + 0,040 = 0,12 moli
Vsoluzione = 160 + 200 = 360 ml
3: calcolare la molarità della nuova soluzione dopo mescolamento [M] = 0,12 moli/ 0,360 L = 0,33 moli l-1
Mescolamento soluzioni
Per calcolare la molarità della soluzione finale bisogna conoscere il numero delle moli totali presenti e il volume totale della soluzione.
2: calcolare il numero di moli dopo il mescolamento e il volume totale della soluzione.
Il solvente, come ogni sostanza pura, possiede delle proprietà fisiche caratteristiche. La presenza del soluto, nella soluzione, modifica le caratteristiche del solvente. Alcune proprietà delle soluzioni dipendono esclusivamente dalla concentrazione della soluzione , cioè dal numero di particelle di soluto presenti, non dalla sua natura. Queste particolari proprietà si definiscono proprietà colligative e sono: l’abbassamento della tensione di vapore, l’innalzamento del punto di ebollizione, l’abbassamento della temperatura di solidificazione, la pressione osmotica.
Le Proprietà Colligative delle Soluzione
Le Proprietà Colligative delle Soluzione
In soluzione diluita, le proprietà colligative (y) dipendono dalla frazione molare del soluto secondo la relazione:
Δy = costante Xsoluto
Una proprietà colligativa è una proprietà che dipende soltanto dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione, e non dalla loro natura.
La Tensione di Vapore
La tensione di vapore di una soluzione (ideale) il cui soluto non è volatile, è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente (LEGGE DI RAOULT).
Psoluzione = Psolvente Xsolvente
L’abbassamento della tensione di vapore di una soluzione è uguale al prodotto tra la tensione di vapore del solvente puro e la frazione molare del soluto.
ΔPsoluzione = Psolvente Xsoluto
La TENSIONE DI VAPORE di una soluzione contenente un SOLUTO NON VOLATILE è minore di quella del SOLVENTE PURO: infatti alla superficie della soluzione alcune particelle di solvente sono sostituite da quelle di soluto, che non hanno alcuna tendenza ad evaporare.
molecola del solvente molecola del soluto
La Tensione di Vapore
Innalzamento Ebullioscopico
Il punto di ebollizione di una soluzione è maggiore di quello del solvente puro perché la soluzione ha una tensione di vapore inferiore a quella del solvente puro.
teb.soluzione – teb.solvente = Δteb = keb m
con
Δteb = variazione del punto di ebollizione
keb = costante ebullioscopica
m = molalità soluzione
tempo
105-
100-
95 -
inizia l’ebollizione
acqua salata acqua pura
Le interazioni che si vengono a creare tra soluto e solvente diminuiscono la tendenza delle molecole del solvente a liberarsi, per passare allo stato di vapore.
È necessaria più energia per vincere queste interazioni, rispetto a quella necessaria al solvente puro. Di conseguenza, si registrerà una temperatura di ebollizione più elevata.
Innalzamento Ebullioscopico
6. L’innalzamento ebullioscopico e l’abbassamento crioscopico
Il punto di congelamento di una soluzione è minore di quello del solvente puro perché le particelle di soluto possono impedire a quelle del solvente di fissarsi al cristallo di solvente puro.
tcong.soluzione – tcong.solvente = Δtc = kc m
con
Δtc = variazione del punto di congelamento
kc = costante crioscopica
m = molalità soluzione
Abbassamento Crioscopico
tempo
0-
-2-
inizia il congelamento
acqua salata acqua pura
-1-
2-
1-
L’abbassamento della temperatura di solidificazione della soluzione, rispetto a quella del solvente puro, è dovuta al disturbo che le particelle di soluto provocano alle molecole del solvente, le quali dovendole accoglierle, cambiano il loro modo di aggregarsi.
Le particelle di soluto costituiscono un ostacolo alla solidificazione del solvente perché si interpongono tra le sue molecole impedendo loro di organizzarsi in un reticolo cristallino
Abbassamento Crioscopico
Proprietà Colligative
L’innalzamento della temperatura di ebollizione di una soluzione è in genere piccolo. La diminuzione del suo punto di congelamento è più significativa. A parità di concentrazione di soluto in una soluzione acquosa, l’ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO è quasi quattro volte più grande dell’INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO.
6. L’innalzamento ebullioscopico e l’abbassamento crioscopico
In presenza di elettroliti che, per ogni mole liberano più di una mole di particelle, si deve introdurre il coefficiente i (coefficiente di Van’t Hoff) che indica le moli totali di ioni liberati in soluzione da una mole di soluto.
Δteb = keb m i
Δtc = -kc m i
Proprietà Colligative
L’OSMOSI è un processo che consiste nel passaggio delle molecole del solvente da una soluzione più diluita a una più concentrata quando tra esse è posta una membrana, detta MEMBRANA SEMIPERMEABILE, capace di lasciar passare solo le molecole del sovente e non quelle del soluto.
molecola del soluto
molecola del solvente
Osmosi
7. Osmosi e pressione osmotica
L’osmosi è il flusso di un solvente che attraversa una membrana semipermeabile e raggiunge la soluzione più concentrata.
Osmosi
solvente puro soluzione
movimento del solvente
pressione osmotica
pressione necessaria per contrastare l’aumento del volume
Quando solvente e soluto sono separati da una membrana semipermeabile (a) le molecole del solvente tendono a spostarsi verso la soluzione dove sono meno concentrate (osmosi). Il volume della soluzione aumenta (b) e quindi diminuisce la concentrazione di soluto. La pressione osmotica è quella che si deve applicare per impedire l’aumento del volume della soluzione.
(a) (b) (c)
Molecola del soluto Molecola del solvente
Pressione Osmotica
La pressione osmotica è la pressione idrostatica che si deve esercitare sulla soluzione più concentrata separata da una meno concentrata (o dal solvente puro( da una membrana semipermeabile, perché in essa non entri altro solvente (equazione di van’t Hoff).
= M R T M = molarità
R = costante universale dei gas
T = temperatura assoluta
Pressione Osmotica
Se la soluzione è un elettrolita, è necessario introdurre il coefficiente i.
= M R T i
7. Osmosi e pressione osmotica
Grazie all’osmosi si attua il trasporto dei fluidi nel nostro organismo o il trasferimento della linfa dalle radici alle foglie nelle piante.
Le pareti delle cellule animali e vegetali sono membrane semipermeabili.
Pressione Osmotica
7. Osmosi e pressione osmotica
Le soluzioni che presentano uguale pressione osmotica si dicono isotoniche.
Se due soluzioni hanno diversa pressione osmotica, si dice ipotonica quella a concentrazione minore, ipertonica quella a concentrazione maggiore.
Pressione Osmotica
