Termodinamica dei processi di dissoluzione

Le soluzioni sono miscugli omogenei costituiti da un soluto e da un solvente che condividono la medesima fase.

Nel caso di soluzioni costituite da un solvente liquido e da un soluto solido avviene un processo di dissoluzione in cui le particelle del soluto vengono disperse nel solvente.

Il soluto è in genere costituito da un solido ionico dove sono presenti forze coesive di natura elettrostatica tra anioni e cationi disposti in un reticolo cristallino come nel caso di NaCl o da un solido molecolare costituito dalla disposizione regolare nello spazio di molecole discrete come nel caso del saccarosio.

Nei processi di dissoluzione il solvente deve rompere le forze di coesione presenti nell’edificio cristallino di cui è costituito il soluto.

La coesione è rappresentata dall’energia reticolare che è la somma delle interazioni attrattive e repulsive tra tutte le molecole o gli ioni nel cristallo. Quindi per sciogliere un solido bisogna fornire al sistema un’energia pari all’energia reticolare.

Il calore assorbito o emesso durante il processo di dissoluzione è pari all’entalpia di soluzione che dipende dalla natura del soluto, da quella del solvente e dalla temperatura del sistema.

Si verifica che i processi esotermici risultano inibiti da un aumento di temperatura, mentre i processi endotermici risultano favoriti da un aumento della temperatura.

Quindi se la dissoluzione avviene con sviluppo di calore, allora scaldando la soluzione il sale si scioglierà di meno. Viceversa, il caso più comune è quello delle dissoluzioni endotermiche, per cui la dissoluzione avviene con assorbimento di calore, e un aumento della temperatura fa sciogliere una quantità maggiore di composto.

Solidi ionici

La dissoluzione di un solido ionico in acqua può essere vista come una sequenza di due stadi:

MX → M+ + X

Tale processo è di tipo endotermico (ΔH >0) in quanto è richiesta energia per rompere il reticolo cristallino

M+ + X + H2O → M+(aq)+ X(aq)

Questo processo di idratazione è sempre di tipo esotermico (ΔH < 0) in quanto le molecole di acqua vengono attratte nel campo elettrostatico dello ione.

Il processo complessivo ha una variazione di entalpia data dalla somma delle entalpie dei due singoli processi che potrà avere segno negativo il che implica che la dissoluzione avviene con sviluppo di calore o segno positivo il che implica che la dissoluzione avviene con assorbimento di calore.

C’è tuttavia un altro fattore che influenza il processo di solubilizzazione che è costituito dall’entropia.

Sebbene in linea di principio quando un solido viene disperso in una fase liquida vi è un aumento di entropia, nel caso di solidi ionici, ogni ione viene circondato da molecole di acqua che rientrano nel guscio di idratazione con diminuzione di entropia. In taluni casi questo effetto porta a una netta diminuzione di entropia e quindi il processo diviene meno probabile all’aumentare della temperatura.

Solidi molecolari

I solidi molecolari possono essere costituiti da molecole in cui sono presenti atomi con elevata differenza di elettronegatività e le molecole si impacchettano in modo da aderire l’una all’altra in modo da ottimizzare i contatti tra le zone polarizzate con cariche di segno opposto e minimizzare i contatti tra le zone dello stesso segno.

Se gli atomi che costituiscono le molecole del solido molecolare non hanno elevata differenza di elettronegativitàle molecole sono apolari e la coesione è dovuta all’attrazione tra dipoli istantanei.

Le forze intermolecolari dei solidi molecolari richiedono una certa quantità di energia per essere rotte al fine di disperdere le unità molecolari nel solvente. L’aumento di entropia conseguente alla rottura del cristallo può essere maggiore dell’energia reticolare se le forze di legame non sono elevate e in tal caso si ha la solubilizzazione del soluto.

La polarità del solvente e l’eventuale presenza di legami a idrogeno influenzano la solubilità del solido infatti all’aumentare del peso molecolare aumentano le forze di legame e la solubilità diminuisce.

Author: Chimicamo

Share This Post On