Appunti orale di Chimica

A

9.SOLUZIONI E SOLUBILITA’

Le sono miscele omogenee di due o più specie chimiche in proporzioni variabilI (tu e le

soluzioni

par&celle hanno un diametro inferiore a 1mm). In essa individuiamo:

componente presente in quan&tà maggiore con lo stesso stato di aggregazione

Solvente:

 della soluzione.

componente presente in quan&tà minore

Soluto:



La è la che può essere sciolta in un dato

solubilità quan tà massima di una sostanza (soluto)

volume di a una certa temperatura, formando una

solvente soluzione omogenea.

A + B → (A + B) soluzione

Spesso espressa in moli per litro (mol/L) o in grammi per litro (g/L ).

Unità di misura:

 Fa-ori che in.uenzano la solubilità:

 La solubilità di solidi aumenta generalmente con la temperatura,

Temperatura:

o mentre per i gas diminuisce.

Importante per i gas, come descri o dalla

Pressione: legge di Henry.

o "Simile dissolve simile", cioè solu& polari si sciolgono

Natura del soluto e solvente:

o in solven& polari e solu& apolari in solven& apolari.

Il rappresenta la variazione dell'energia durante una reazione chimica o un

ΔG libera di Gibbs

processo +sico. Indica se un processo avviene spontaneamente o no.

ΔG=ΔH−TΔS ΔG<0: Il processo è (può avvenire senza energia esterna).

spontaneo

o ΔG>0: Il processo è (richiede energia esterna per avvenire).

non spontaneo

o ΔG=0: Il sistema è in equilibrio.

o

Fa-ori che in.uenzano il ΔG:

 ΔH: La variazione di entalpia (energia termica).

o T: La temperatura assoluta.

o ΔS: La variazione di entropia (disordine).

o

Il rappresenta la variazione di cioè la quan&tà di calore scambiata durante una

ΔH entalpia,

reazione chimica o un processo, a pressione costante.

Tipi di reazioni in base al ΔH:

 ΔH<0: il sistema rilascia calore (ad esempio, la combus&one).

Esotermica,

o ΔH>0: il sistema assorbe calore (ad esempio, la fusione del ghiaccio).

Endotermica,

o

Relazione tra solubilità, ΔG e ΔH

ΔG e solubilità:

 Una soluzione si forma spontaneamente (ΔG<0) se l'interazione tra soluto e

o solvente è termodinamicamente favorevole.

ΔGs > 0 A e B sono fasi dis&nte.

o

ΔH e solubilità:

 Se ΔH è nega&vo, il processo di solubilizzazione è esotermico (favorito a basse

o temperature).

Se ΔH è posi&vo, è endotermico (favorito ad alte temperature).

o Il processo avviene in tre stadi:

Per capire il ΔGs occorre analizzare sia ΔH che ΔS.

1) le par&celle del soluto A devono essere allontanate le une dalle altre, ΔH del sistema

aumenta ΔH1 > 0;

2) le par&celle del solvente B devono essere allontanate le une dalle altre, ΔH2 > 0;

3) le par&celle di A e B si avvicinano a raendosi, ΔH3 < 0.

La variazione complessiva del processo sarà: . A secondo dei valori ΔH1 ,

ΔHs = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3

ΔH2 , ΔH3 il processo può essere:

ΔHs < 0 ≡ esotermico

 ΔHs > 0 ≡ endotermico

 ΔHs = 0 ≡ atermico.



Quando un soluto passa in soluzione:

si assorbe energia per rompere i legami soluto-soluto ( H1) e solvente-solvente ( H2)

 

o si libera energia nella formazione di nuovi legami soluto-solvente ( H3)



o

Il calore di soluzione osservato (Hsol) dipende dal prevalere di uno dei due processi energe&ci:

Hsol nega&vo = reazione esotermica

 

Hsol posi&vo = reazione endotermica

 

Una reazione di dissoluzione moderatamente endotermica può avvenire perché l’aumento di

disordine del soluto nella soluzione è predominante rispe o all’aumento di energia, e quindi il

passaggio in soluzione è favorito dall’aumento di entropia.

1. Processo di dissoluzione di NaCl

La dissoluzione di un solido ionico, come il cloruro di sodio (NaCl), coinvolge due passaggi

principali:

a) Energia re colare (ΔHr) + −

Per dissociare il re&colo cristallino in ioni Na e Cl (fase gassosa), è necessario fornire

 energia (processo endotermico).

Questa energia è chiamata (ΔHr).

energia re colare



b) Energia di solvatazione (ΔHs<0\Delta H_s < 0)

+ −

Quando gli ioni Na e Cl vengono immersi in acqua, si veri+ca la solvatazione, ovvero la

 formazione di interazioni tra gli ioni e le molecole di acqua.

La solvatazione è un processo che libera energia (ΔHs).

esotermico,



2. Formula per calcolare ΔH :

sol

La variazione complessiva di entalpia standard durante la dissoluzione (ΔHsol\Delta H_{\text{sol}})

è data dalla somma di:

ΔHsol=ΔHr+ΔHs+ΔH H

Energia necessaria per rompere il re&colo cristallino.

ΔHr:

 Energia rilasciata durante la solvatazione degli ioni.

ΔHs:

 Energia necessaria per rompere i legami idrogeno tra le molecole di acqua (per

ΔH :

 H

renderle disponibili per la solvatazione). È indicato come un valore approssima&vo di +20

kJ/mol

3. Esempi di ΔHsol:

L'immagine include alcuni esempi di compos& con i rispe%vi valori di ΔHsol:

1. NaCl: ΔHsol=+3.87 kJ/mol.

o La dissoluzione è leggermente (richiede energia).

endotermica

o

2. NH Cl:

4 ΔHsol=+25.69 kJ/mol.

o Anche in questo caso, la dissoluzione è e richiede energia.

endotermica

o

3. NaOH: ΔHsol=−44.51 kJ/mol.

o La dissoluzione è (rilascia energia).

esotermica

o

4. Implicazioni della solvatazione

La solvatazione è possibile solo se una parte delle molecole di acqua può interagire con gli

 ioni. Questo richiede energia per rompere i tra le molecole d'acqua, che

legami idrogeno

viene considerata nella formula tramite ΔH .

H

La variazione di entropia dipende dai sistemi considera&:

GAS-GAS In un sistema composto da due gas separa&, A e B, inizialmente contenu& in due

:

recipien& dis&n&, ciascuno con il proprio volume (V per il gas A e V per il gas B). Quando i due

A B

recipien& vengono messi in comunicazione, i due gas tendono a mescolarsi e occupare l'intero

volume complessivo (VA+VB ). Questo processo porta a un aumento di entropia (ΔS) per ciascun

gas, che viene calcolato come segue:

Quando i due gas si mescolano, ciascuno ha a disposizione un volume maggiore rispe o a

 quello iniziale. Questo aumento di spazio per le molecole porta a un maggiore disordine

(aumento di entropia).

Il processo è poiché l'entropia totale del sistema (ΔStotale=ΔSA+ΔSB) aumenta.

spontaneo,



ΔSA e ΔSB sono sempre posi&vi per ogni valore di nA , nB , VA , VB . Inoltre poiché le interazioni tra

le molecole in un sistema gassoso ideale sono nulle ΔH1 = ΔH2 = ΔH3 = 0. Si ha così:

ΔG = ΔHS – TΔS < 0.

Fa-ori che in.uenzano l'aumento di entropia:

Più grande è la di*erenza tra VA e VB, maggiore sarà il

Rapporto dei volumi:

o contributo all'aumento di entropia.

Se nA e nB sono grandi, anche il contributo entropico sarà

Numero di moli:

o maggiore.

Una volta mescola&, i gas non possono spontaneamente tornare alla loro

Processo irreversibile:

con+gurazione iniziale senza un intervento esterno, rendendo il processo irreversibile.

LIQUIDO-LIQUIDO Il mescolamento tra A e B avviene con aumento di entropia ΔS > 0. Infa%

:

nei singoli sistemi A e B possono essere vicini solo a par&celle uguali: A…..A, B…..B; nel

mescolamento A e B possono essere vicine anche a par&celle diverse ossia: A….B, B…..A.

I due liquidi saranno tanto più miscibili l’uno nell’altro quanto più le forze tra le molecole di A e

quelle di B saranno uguali e si avrà che ΔH 0. Il simile scioglie il simile.



Ad esempio solven& polari come H2O, sciolgono bene sostanze polari come l’alcool e&lico ma non

sciolgono molecole non polari come gli idrocarburi C H che risultano solubili in un solvente non

n 2n+2

polare, come il benzene C H

6 6 Liquidi completamente

miscibili:

H2O + etanolo

 benzene +o ano



Liquidi parzialmente

miscibili:

H2O + etere e&lico



Liquidi immiscibili:

H2O + benzene



A GAS- B LIQUIDO : Il processo di solubilizzazione di un gas in un liquido B è sempre esotermico

ΔH < 0. Le interazioni tra le molecole del gas A (ideale) sono nulle ΔH1 = 0, l’energia sviluppata

dalle a razioni fra le molecole del gas A e del liquido B è sempre maggiore di quella necessaria per

allontanare le molecole di B; ΔH2+ΔH3 < 0.

L’energia sviluppata dall’a razione fra le molecole di un soluto e un solvente, in cui quest’ul&mo

sia H2O, è de a energia di idratazione. Il grado di disordine delle molecole del gas A nella

soluzione diminuisce, quindi il processo di solubilizzazione, in questo caso avviene con una

diminuzione di entropia ΔS < 0.

Inizialmente il processo di solubilizzazione è spontaneo ΔG < 0, TΔS < 0 e quindi ΔG = ΔH - TΔS < 0.

Al crescere della concentrazione del gas (C ) il volume a disposizione del gas diminuisce e il

A S

termine TΔS cresce in valore assoluto +no ad eguagliare il termine ΔH. In tali condizioni:

ΔG = ΔH – TΔS = 0.

Il sistema è in La soluzione si dice satura. In tali condizioni la concentrazione

equilibrio dinamico.

del gas A non può aumentare ulteriormente. Tale valore massimo prende nome di solubilità del

gas A nel liquido B alla temperatura T.

Si ricava che la solubilità di un gas in un liquido cresce linearmente al crescere della pressione

parziale del gas e diminuisce (essendo ΔH < 0) esponenzialmente con T.

Se la solubilità del gas A è espressa in termini di frazioni molari Xn a T = K si ha:

P = HX , H costante di Henry

 

A A

I valori bassi della costante H per CO e NH in H O è dovuto al fa o che si ha una parziale

2 3 2

ionizzazione delle molecole con reazioni con H O.

2

L’anidride carbonica diventa uno ione e dunque il legame, da dipolo-dipolo, diventa ione-dipolo,

molto più forte, con conseguente aumento del valore ssoluto delta H del proce