12.4
I soluti ionici sono tenuti insieme da interazioni di attrazione, dette forze coulombiche. Quando i soluti ionici sono disciolti in acqua, i legami idrogeno fra le molecole d'acqua si rompono e interrompono le forze coulombiche fra gli ioni. La rottura di un reticolo cristallino ionico nei suoi ioni costituenti, richiede un grande input d'energia e, dunque, l'entalpia del soluto è un processo endotermico.
L'energia rilasciata quando una mole di solido ionico è formata dagli ioni gassosi costituenti è detta energia del reticolo ed è sempre esotermica. Pertanto, l'entalpia per rompere una mole del soluto nei suoi componenti è uguale e opposta all'energia del reticolo. Tuttavia, quando un reticolo ionico è rotto in una soluzione acquosa, ogni ione è circondato e stabilizzato tramite interazioni ione-dipolo con l'estremità carica in modo opposto rispetto al dipolo dell'acqua.
Questo fenomeno si chiama idratazione. Il cambiamento di entalpia associato alla dissoluzione di una mole di ioni in acqua è detto calore di idratazione. È una combinazione dell'entalpia del solvente e dell'entalpia di miscelazione.
Poiché le interazioni ione-dipolo fra uno ione idratato e le molecole d'acqua sono molto più forti dei legami idrogeno nella sola acqua, l'idratazione è sempre un processo esotermico. L'entalpia complessiva della soluzione è una somma dell'entalpia endotermica del soluto e del calore esotermico di idratazione, e dunque dipende dalle grandezze relative di questi due fattori. Se l'entalpia del soluto è inferiore al calore di idratazione, l'entalpia della soluzione sarà negativa e la dissoluzione sarà esotermica come si vede in una soluzione di idrossido di sodio.
Se l'entalpia del soluto è maggiore del calore di idratazione, l'entalpia della soluzione sarà positiva e la dissoluzione sarà endotermica come in una soluzione di cloruro di ammonio. Se l'entalpia del soluto è molto maggiore del calore di idratazione, il soluto rimarrà insolubile in acqua come nel caso del solfato di calcio. Se i due termini sono quasi uguali, l'entalpia della soluzione sarà quasi zero, come per il cloruro di sodio.
Tali soluti non modificano la temperatura della soluzione.
L'acqua e le altre molecole polari sono attratte dagli ioni. L'attrazione elettrostatica tra uno ione e una molecola con un dipolo è chiamata attrazione ione-dipolo. Queste attrazioni svolgono un ruolo importante nella dissoluzione dei composti ionici nell'acqua.
Quando i composti ionici si dissolvono in acqua, gli ioni nel solido si separano e si disperdono uniformemente nella soluzione perché le molecole d'acqua circondano e solvano gli ioni, riducendo le forti forze elettrostatiche tra di loro. Questo processo rappresenta un cambiamento fisico noto come dissociazione. Nella maggior parte delle condizioni, i composti ionici si dissociano quasi completamente una volta disciolti e quindi sono classificati come elettroliti forti. Anche quando moderati, i composti ionici solubili sono elettroliti forti, poiché la piccola quantità che si dissolve si dissocia completamente.
Considera cosa succede a livello microscopico quando KCl solido viene aggiunto all'acqua. Le forze ione-dipolo attraggono l'estremità positiva (idrogeno) delle molecole di acqua polare verso gli ioni cloruro negativi sulla superficie del solido e attraggono le estremità negative (ossigeno) verso gli ioni positivi di potassio. Le molecole d’acqua circondano i singoli ioni K^+ e Cl^−, riducendo le forti forze interioniche che legano insieme gli ioni e permettendo loro di spostarsi in soluzione come ioni solvatati. Il superamento dell'attrazione elettrostatica consente il movimento indipendente di ciascuno ione idratato in una soluzione diluita mentre gli ioni passano da posizioni fisse nel composto non disciolto a ioni solvatati ampiamente dispersi in soluzione.
Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 11.2: Electrolytes
I soluti ionici sono tenuti insieme da interazioni di attrazione, dette forze coulombiche. Quando i soluti ionici sono disciolti in acqua, i legami idrogeno fra le molecole d'acqua si rompono e interrompono le forze coulombiche fra gli ioni. La rottura di un reticolo cristallino ionico nei suoi ioni costituenti, richiede un grande input d'energia e, dunque, l'entalpia del soluto è un processo endotermico.
L'energia rilasciata quando una mole di solido ionico è formata dagli ioni gassosi costituenti è detta energia del reticolo ed è sempre esotermica. Pertanto, l'entalpia per rompere una mole del soluto nei suoi componenti è uguale e opposta all'energia del reticolo. Tuttavia, quando un reticolo ionico è rotto in una soluzione acquosa, ogni ione è circondato e stabilizzato tramite interazioni ione-dipolo con l'estremità carica in modo opposto rispetto al dipolo dell'acqua.
Questo fenomeno si chiama idratazione. Il cambiamento di entalpia associato alla dissoluzione di una mole di ioni in acqua è detto calore di idratazione. È una combinazione dell'entalpia del solvente e dell'entalpia di miscelazione.
Poiché le interazioni ione-dipolo fra uno ione idratato e le molecole d'acqua sono molto più forti dei legami idrogeno nella sola acqua, l'idratazione è sempre un processo esotermico. L'entalpia complessiva della soluzione è una somma dell'entalpia endotermica del soluto e del calore esotermico di idratazione, e dunque dipende dalle grandezze relative di questi due fattori. Se l'entalpia del soluto è inferiore al calore di idratazione, l'entalpia della soluzione sarà negativa e la dissoluzione sarà esotermica come si vede in una soluzione di idrossido di sodio.
Se l'entalpia del soluto è maggiore del calore di idratazione, l'entalpia della soluzione sarà positiva e la dissoluzione sarà endotermica come in una soluzione di cloruro di ammonio. Se l'entalpia del soluto è molto maggiore del calore di idratazione, il soluto rimarrà insolubile in acqua come nel caso del solfato di calcio. Se i due termini sono quasi uguali, l'entalpia della soluzione sarà quasi zero, come per il cloruro di sodio.
Tali soluti non modificano la temperatura della soluzione.
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