Solubilità

solubilità

La solubilità descrive la quantità di un soluto che può dissolversi in un dato volume di un solvente specifico. La solubilità è solitamente riportata in termini di massa del soluto per volume del solvente o massa del soluto per massa del solvente. Ad esempio, la solubilità del cloruro di sodio in acqua a temperatura ambiente è riportata come 36 g per 100 ml di acqua. Se la solubilità è riportata in massa di soluto per massa di solvente, la massa di solvente dovrà essere convertita in volume per ulteriori calcoli.

La solubilità cambia con la temperatura. Ad esempio, la solubilità del carbonato di sodio in acqua è riportata come 7 g per 100 mL a circa 0 °C, 22 g per 100 mL a temperatura ambiente e 44 g per 100 mL a 100 °C. La solubilità tende ad aumentare con la temperatura, anche se ci sono delle eccezioni.

Una soluzione con la massima quantità di soluto disciolto in essa è chiamata soluzione satura. A questo punto, un'ulteriore aggiunta di soluto rimarrà non disciolta e rimarrà un precipitato nella soluzione. Ad esempio, una soluzione di 36 g di cloruro di sodio disciolto in 100 mL di acqua a temperatura ambiente è una soluzione satura di cloruro di sodio.

La solubilità di un soluto varia da solvente a solvente. Ad esempio, il cloruro di sodio ha una solubilità di 36 g per 100 ml in acqua a temperatura ambiente, ma la sua solubilità in metanolo è di soli 1,1 g per 100 ml e la sua solubilità in dimetilformammide è ancora più bassa a 0,034 g per 100 ml.

Un modo per prevedere quanto sarà solubile un soluto in un solvente è seguire la regola "il simile dissolve il simile". I soluti polari, o soluti con legami ionici o grandi differenze intramolecolari nell'elettronegatività, tendono ad essere più solubili nei solventi polari e meno solubili nei solventi non polari. I soluti non polari tendono ad essere più solubili nei solventi non polari e meno solubili nei solventi polari.

Equilibrio di solubilità

Quando un soluto si dissolve, le molecole di solvente formano interazioni deboli con le molecole di soluto attraverso forze intermolecolari e contemporaneamente interagiscono tra loro tramite forze intramolecolari. Il processo di dissoluzione e mantenimento del soluto in soluzione è noto come solvatazione. La dissoluzione procede in modi diversi a seconda della molecola che viene disciolta. I sali ionici, gli acidi forti e le basi forti si dissociano nei loro ioni componenti. I complessi di metalli di transizione in genere scambiano alcuni dei loro leganti con molecole di solvente. Altre molecole possono essere semplicemente risoltate così come sono.

Ogni processo di dissoluzione reversibile può essere scritto come un'equazione chimica e ha una costante di equilibrio. Ad esempio, la dissoluzione del cloruro di sodio in acqua sarebbe scritta:

NaCl_(s) ⇌ Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Quando una soluzione non è ancora satura, la dissoluzione è tipicamente favorita. Una volta che una soluzione è satura, è in equilibrio dinamico. Per ogni molecola aggiuntiva di cloruro di sodio che si dissolve, una molecola di cloruro di sodio precipiterà dalla soluzione, quindi non vi è alcun cambiamento generale nel sistema.

Per la reazione generica aA + bB ⇌ cC + dD, la costante di equilibrio semplificata è scritta come:

Quando si calcola la costante di equilibrio per un processo di dissoluzione, le concentrazioni di qualsiasi solido possono essere impostate su 1. Quindi, esiste una versione più semplice dell'equazione che è progettata per i composti che si dissociano quando si dissolvono, come i sali ionici:

A_xB_y(s) ⇌ xA⁺_(aq) + yB^-_(aq)

K_sp = [A]^x[B]^y

K_sp è chiamato prodotto di solubilità e può essere utilizzato ogni volta che è richiesta una costante di equilibrio.

termodinamica

Un principio di base della termodinamica è che i sistemi si muovono verso stati più disordinati a bassa energia quando possibile. Questa è una delle forze trainanti delle reazioni chimiche. Tuttavia, può essere difficile prevedere cosa raggiunga il miglior equilibrio di energia e disordine da una sola equazione chimica.

Ad esempio, ci sono sia aumenti che diminuzioni del disordine quando un soluto viene disciolto. Il passaggio da un solido ordinato a molecole solvatate che si muovono in soluzione aumenta il disordine del soluto, in particolare se le molecole si dissociano anche nei loro ioni componenti. Tuttavia, le molecole di solvente devono riunirsi in una "gabbia" ordinata attorno a ciascuna molecola o ione dissociato per solvatarla.

La costante di equilibrio di una reazione è correlata alla quantità di energia nel sistema disponibile per eseguire un lavoro reversibile, che è chiamata energia libera di Gibbs o energia di Gibbs ed è abbreviata in G. La variazione dell'energia di Gibbs prima e dopo una reazione o un processo è scritta come ΔG, e può essere calcolata dalla costante di equilibrio per quella reazione con questa equazione:

ΔG = –RT ln(K)

dove R è la costante di gas ideale, T è la temperatura in Kelvin e K è la costante di equilibrio.

Se ΔG è positivo, il sistema ha un'energia di Gibbs più alta alla fine della reazione rispetto all'inizio della reazione. Questo di solito significa che il sistema deve assorbire energia per eseguire la reazione. Se ΔG è negativo, il sistema ha un'energia di Gibbs inferiore alla fine della reazione. Ciò implica che il sistema aveva già abbastanza energia per eseguire la reazione. Le reazioni con un ΔG negativo sono chiamate reazioni spontanee.

L'energia di Gibbs è correlata ad altri due utili parametri termodinamici, l'entropia (S) e l'entalpia (H), da questa equazione:

ΔG = ΔH – TΔS

L'entropia rappresenta il disordine o la casualità di un sistema. Supponiamo che le nostre reazioni avvengano in un sistema isolato, quindi non ci può essere una diminuzione netta dell'entropia durante la reazione. La quantità finale di entropia deve essere uguale o superiore alla quantità iniziale, ovvero la variazione complessiva di entropia (ΔS) deve essere zero o positiva. Una volta che un sistema è in equilibrio, non c'è alcun cambiamento netto nell'entropia.

L'entalpia rappresenta l'energia interna di un sistema più qualsiasi lavoro causato da variazioni di pressione o volume nel sistema. Poiché qualsiasi variazione di pressione o volume durante il processo di dissoluzione sarà trascurabile, possiamo trattare la variazione di entalpia come la quantità di energia trasferita da o verso il sistema durante la reazione, tipicamente come calore.

Se la variazione di entalpia (ΔH) è positiva, il sistema ha più energia interna alla fine della reazione che all'inizio e quindi ha assorbito energia durante la reazione. Questo di solito si osserva quando il sistema diventa più freddo durante la reazione, quindi chiamiamo queste reazioni endotermiche. Se la variazione di entalpia è negativa, il sistema ha meno energia interna alla fine della reazione. Pertanto, il sistema deve aver rilasciato energia durante la reazione, solitamente sotto forma di calore. Queste reazioni sono chiamate esotermiche.

referenze

1. Harris, D.C. (2015). Analisi chimica quantitativa. New York, NY: W.H. Freeman e compagnia.