Chimica - Appunti di teoria completi + formulario

TIPI DI SOLUZIONI

Il soluto (che può essere più di uno) scioglie nel solvente, che è il componente più abbondante della soluzione.

In alcuni casi accade che le sostanze siano miscibili (gas), cioè solubili l’una nell’altra in qualsiasi proporzione:

diventa quindi superflua la distinzione tra soluto e solvente.

La solubilità (S) di un soluto è la quantità massima di soluto che si scioglie in una quantità fissa di un particolare

solvente a una temperatura specificata. Differenti soluti hanno diverse solubilità.

Una soluzione diluita contiene molto meno soluto disciolto rispetto a una soluzione concentrata.

L’intensità relativa delle forze intermolecolari entro e tra il soluto e il solvente determina il formarsi di una

soluzione. Conoscendo queste forze si è spesso in grado di prevedere quali soluto si scioglieranno in

determinati solventi.

Il processo di formazione di una soluzione è detto dissoluzione (si cerca maggior stabilità, quindi tra soluto e

solvente, rispetto a saluto e solvente da soli).

Tutte le forze intermolecolari precedentemente discusse per le sostanze pure sono presenti anche nelle

miscele:

- Forze ione-dipolo: quando un sale si scioglie, man mano che ciascun ione si separa, aumenta il numero

delle molecole d’acqua che si aggregano attorno ad esso in un guscio di idratazione (o sfera di idratazione).

Le molecole d’acqua nel guscio d’idratazione sono legate mediante ponti a idrogeno ad altre molecole

d’acqua un po’ più lontane dallo ione. Nel caso di ioni monoatomici, il numero di molecole d’acqua nel

+ + −

guscio di idratazione dipende dal raggio dello ione (es. 4 attorno a , 6 attorno a e ). 97

→ La soluzione si forma perché interviene un’interazione ione-dipolo che destabilizza più il sistema

rispetto a tutti i legami a idrogeno dell’acqua e quelli del sale

- Forze dipolo-dipolo e legami a idrogeno: sono fattori primari nella capacità dell’acqua di sciogliere

numerosi composti organici e biologici ossigenati e azotato;

- Forze carica-dipolo indotto: quando la carica di uno ione distorce la nuvola elettronica di una particella

2+

apolare vicina, si genera una forza ione-dipolo indotto (es. dell’emoglobina, molecola apolare, con

). Inoltre, uno ione può aumentare il valore di un dipolo esistente in una molecola vicina. Perciò, questa

2

forza contribuisce alla formazione di qualsiasi soluzione contenente ioni.

La legge di Coulomb dice che una carica maggiore determina una maggiore energia di attrazione pertanto,

le forze ione dipolo indotto sono più forti delle forze dipolo-dipolo indotto, che si originano quando le

cariche parziali di una molecola polare distorcono la nuvola elettronica di una molecolare apolare vicina

)

(es. in

2 2

- Forze di dispersione: sono sempre presenti, e costituiscono le principali forze attrattive nelle soluzioni delle

sostanze apolari (es. petrolio).

La classificazione delle soluzioni prevede che esse possano essere gassose, liquide o solide. Nella maggior parte

dei casi, lo stato d’aggregazione del solvente determina quello della soluzione.

→ Le sostanze con simili forze intermolecolari si sciolgono l’una nell’altra = le forze generate tra il soluto e il

solvente devono avere intensità confrontabile con quella delle forze distrutte sia nel soluto che nel solvente.

N.B. Guardare sempre la polarità molecolare

- Soluzioni liquido-liquido e solido-liquido: ad esempio, si consideri la solubilità di una serie di alcoli in due

solventi diversi: acqua ed esano (un solvente fortemente apolare).

Le interazioni che si instaurano tra alcol e acqua sono legami a idrogeno (grazie al gruppo –OH) e forze

dipolo-dipolo indotto (nei confronti della catena di atomi di C).

Invece, tra alcol e esano si hanno forze dipolo-dipolo indotto (dove –OH fa da dipolo) e forze di dispersione

(tra catena di atomi di C).

Sperimentalmente, si osserva che gli alcoli con catena di atomi di C più corta sono molto solubili in acqua,

perché in essi prevale il gruppo ossidrile, polare come l’acqua. Quando la catena supera i tre atomi di C, la

solubilità diminuisce drasticamente, fino ad annullarsi oltre al 6° atomo di C. 98

Infatti, lunghe catene apolari di un alcol non riescono a muoversi in acqua, perché ciò richiederebbe la

rottura di moltissimi legami a idrogeno tra molecole d’acqua e l’instaurarsi di interazioni tra acqua e catene

apolari: questo non avviene perché i legami a idrogeno (acqua-acqua) sono più forti delle forze dipolo-

dipolo indotto (acqua catena di atomi di C).

Al contrario, qualora si utilizzi esano come solvente, la tendenza di solubilità degli alcoli è opposta: per

alcoli a basso contenuto di C si ha bassa solubilità (prevalgono le interazioni a idrogeno tra molecole di

alcol), viceversa per alcoli superiori (prevalgono le forse di dispersione alcol-esano).

- Soluzioni gas-liquido: i gas apolari non sono molto solubili in acqua perché le forze soluto-solvente sono

deboli. In alcuni casi, sperimentalmente si sarebbe portati a pensare che un gas abbia elevata solubilità

in un solvente, ma spesso ciò avviene perché sta avvenendo una reazione chimica. Ad es. è molto

2

→

più solubile di in acqua, ma ciò è dovuto al fatto che dà reazione chimica: +

2 2 2 2 2 3

- Soluzioni gas-gas: tutti i gas sono infinitamente solubili l’uno nell’altro. Ad es. l’aria è una soluzione

gassosa costituita da circa 18 gas in rapporti ampiamenti diversi.

- Soluzioni gas-solido (gas a temperatura ambiente): quando un gas si scioglie in un solido, occupa gli spazi

tra le particelle impaccate in modo compatto. Ciò trova applicazione in sistemi di purificazione di gas, ma

in altre situazioni è problematico. Ad es., la conducibilità elettrica di Cu è drasticamente ridotta se è

),

presente (isolante) nella struttura cristallina (si forma pertanto si prepara Cu fondendo e

2 2

rigettando il metallo in un‘atmosfera priva di ossigeno.

→ distinguere gas reattivi con il solvente

- Soluzioni solido-solido: i solidi diffondono pochissimo, quindi le loro miscele sono

di solito eterogenee (es: ghiaia+sabbia). Tuttavia, alcune soluzioni si possono

formare fondendo i solidi, miscelandoli e poi lasciandoli solidificare. Ad esempio, le

leghe sono soluzioni solido-solido omogenee nella maggior parte dei casi.

VARIAZIONE DI ENERGIA NEL PROCESSO DI DISSOLUZIONE

Affinchè una sostanza si sciolga in un’altra, devono avvenire tre eventi: 99

1. Le particelle di soluto si separano l’una nell’altra: questa tappa implica che siano vinte le attrazioni

> 0)

intermolecolari quindi è endotermica (

2. Le particelle di solvente si separano l’una dall’altra: anche questa tappa implica che siano vinte le

> 0)

attrazioni intermolecolari, quindi è endotermica (

3. Le particelle di soluto e quelle si solvente si mescolano: le particelle si attraggono (nuove forze

< 0)

intermolecolari), quindi questa tappa è esotermica (

La variazione totale di entalpia che avviene quando si forma una soluzione a partire da un soluto e un solvente

è detta entalpia di soluzione (∆). Il suo valore è ottenuto mediante il ciclo di dissoluzione

termochimico e costituisce un caso di applicazione della legge di Hess: ∆= ∆ +∆ +

∆. Il valore di ∆ può essere sia positivo che negativo, ma qualora sia altamente positivo è

ragionevole ipotizzare che il soluto non si scioglierà in maniera rilevante in quel solvente (quindi se è

endotermico, lo è di poco).

Essendo difficile misurare singolarmente i valori di ∆ e ∆, il ciclo

di dissoluzione può essere semplificato per i sistemi acquosi. La combinazione di

questi due valori di entalpia rappresenta il contributo energetico del processo di

solvatazione, cioè il processo con cui una particella di soluto si circonda di particelle

di solvente. La solvatazione in acqua è detta idratazione, e si può scrivere che:

∆ = ∆ + ∆ → ∆ = ∆ + ∆

L’idratazione di uno ione è sempre esotermica (∆ < 0) perché la rottura di molti

legami a idrogeno nell’acqua è più che compensata quando si formano parecchie

forze ione-dipolo. I valori di ∆ presentano tendenze basate sulla densità di

carica dello ione, cioè la carica dello ione riferita al suo volume. Maggiore è la

densità di carica, più negativo è il valore di ∆: ioni divalenti avranno ∆

molto più negativa di ioni monovalenti, mentre a parità di carica saranno gli ioni

più piccoli ad avere ∆ più negativa (per la Legge di Coulomb).

Invece, il valore di ∆ è uguale all’energia reticolare presa con il segno

negativo (−∆). Ne consegue che ∆ è sempre endotermica

(∆ > 0). In conclusione, si ha che:

∆ = −∆ + ∆

e i valori assoluti dei singoli termini determinano il segno del valore numerico di ∆.

Ad esempio, si avrà che solubilizzare NaCl non comporterà variazioni rilevanti di temperatura, mentre nel caso

di NaOH il sistema libererà calore; al contrario, sciogliendo NH4NO3 si avrà l’abbassamento della temperatura

del sistema (es. ghiaccio istantaneo). 100

Oltre al valore di ∆ occorre considerare un altro fattore per determinare se una sostanza si scioglie in

un solvente: si tratta della tendenza naturale che ogni sistema possiede a diventare più disordinato o, meglio,

a distribuire la sua energia nel maggior numero di modi possibili. L’entropia () è una funzione di stato ed è la

variabile termodinamica direttamente collegata al numero di modi in cui un sistema può distribuire la sua

energia, il che è collegato alla libertà di movimento delle particelle che costituiscono il si