Le soluzioni

Le soluzioni

Una soluzione è un sistema omogeneo a più componenti caratterizzato dalla presenza di un solvente (in genere presente in quantità maggiore) e uno o più soluti le cui particelle si trovano disperse tra le molecole del solvente (dispersione molecolare). Una soluzione può essere gassosa (come l’aria), solida (come le leghe) o liquida (come l’acqua di mare).

Visto che molte reazioni chimiche e quasi tutti i processi biologici avvengono in ambiente acquoso, le più importanti sono le soluzioni acquose, in cui il solvente è l’acqua e il soluto può essere un gas, un liquido o un solido.

Tipi di soluti nelle soluzioni acquose

I soluti delle soluzioni acquose possono essere divisi in due categorie:

• Elettroliti, sostanze che, una volta disciolte in acqua, danno luogo a soluzioni che conducono la corrente elettrica (dissociandosi in ioni positivi e ioni negativi);
• Non elettroliti, sostanze che in acqua non producono ioni e quindi le loro soluzioni non conducono la corrente elettrica.

Una soluzione che contiene la quantità massima di un soluto in una certa massa di solvente a una data temperatura è detta soluzione satura. Può accadere che in una soluzione la quantità di soluto sia maggiore della quantità massima: la soluzione, in questo caso, è detta supersatura (o sovrasatura) ed è caratterizzata da un notevole grado di instabilità (il sistema tende ad andare verso la condizione di saturazione isolando il soluto in eccesso).

Il processo di dissoluzione

Nei liquidi e nei solidi, le molecole sono tenute insieme da forze di attrazione intermolecolari. Quando un soluto viene disciolto in un solvente, le particelle di un soluto si disperdono in tutto il solvente e vanno ad occupare posizioni prima occupate dalle molecole del solvente. La “facilità” con cui una molecola di soluto “rimpiazza” una molecola di solvente all’interno della soluzione dipende dalla forza relativa di tre tipi di interazioni:

• Interazione tra le molecole di solvente,
• Interazione tra le molecole di soluto,
• Interazione tra le molecole di solvente e le molecole di soluto.

In generale, è prevedibile che la soluzione si formi più facilmente quando tra soluto e solvente possono instaurarsi forze attrattive di entità maggiore o almeno comparabili con quelle che si esercitano nell’ambito del soluto e del solvente presi singolarmente. Quindi, il simile scioglie il simile, cioè sono solubili in un certo solvente soluti con polarità comparabile a quella delle molecole di solvente.

L’acqua è un ottimo solvente per sostanze le cui molecole siano caratterizzate da una separazione di cariche (che abbiano un momento dipolare diverso da zero) e per sostanze ioniche come NaCl. Le sue proprietà come solvente per sostanze polari si spiegano da una parte con l’alta costante dielettrica (ε = 80) e dall’altra con la tendenza a formare legami a idrogeno.

Esempio di dissoluzione: NaCl in acqua

Consideriamo come esempio cosa succede quando un solido come NaCl viene dissolto in acqua. Nel cloruro di sodio solido, gli ioni Na⁺ e Cl^- sono tenuti insieme da forti interazioni elettrostatiche che costituiscono un reticolo cristallino in cui uno ione positivo è circondato da ioni negativi e viceversa. Quando un cristallo di NaCl viene posto in acqua, sulla superficie di questo vengono ad esercitarsi forze attrattive tra le molecole d’acqua e gli ioni Na⁺ e Cl^- che fanno parte del reticolo. Le molecole d’acqua rivolgeranno la parte negativa (l’atomo di ossigeno) verso gli ioni sodio e la parte positiva (uno dei due atomi di idrogeno) verso gli ioni cloruro. Le attrazioni ione-dipolo tra le molecole d’acqua e gli ioni Na⁺ e Cl^- risultano sufficientemente intense da strappare gli ioni alla struttura cristallina.

Gli ioni sodio e cloruro “strappati” al reticolo vengono stabilizzati in soluzione dalle loro interazioni con molecole d’acqua. Avvenuto l’allontanamento dal cristallo, gli ioni si trovano attorniati da un certo numero di molecole d’acqua, numero che dipende dalla natura dello specifico ione (acqua di solvatazione). Quindi in acqua gli ioni devono essere sempre considerati come solvatati (o idratati), circondati cioè da tutte le molecole d’acqua che riescono a coordinare.

Per il legame che caratterizza la loro struttura cristallina, i metalli non sono solubili come tali in alcun tipo di solvente. Il passaggio in soluzione di questi composti prevede quindi una reazione chimica tra solvente e metallo o tra uno dei componenti della soluzione e il metallo stesso.

Unità di misura della concentrazione

Le proprietà di una soluzione sono determinate, oltre che dalla natura dei soluti e del solvente, anche dalla quantità relativa dei componenti, che può essere espressa utilizzando diverse unità di concentrazione. Si farà riferimento a soluzioni composte da un unico soluto disciolto nella soluzione.

Molarità (M) in chimica è una delle più comuni unità di concentrazione (concentrazione molare). La molarità, generalmente indicata dalla formula della specie chimica in considerazione racchiusa tra parentesi quadre, è il numero di moli di soluto contenute in un litro di soluzione ed è quindi definita dall’equazione:

M = n. moli di soluto / volume di soluzione

dove per convenzione il volume è espresso in litri.