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Dissoluzione: termodinamica

  |   Chimica, Chimica Fisica

Il fenomeno della dissoluzione di un soluto in un solvente avviene con la rottura sia delle forze attrattive tra le particelle di soluto che di quelle del solvente

Affinché si formi una soluzione si devono stabilire forze intermolecolari tra il soluto e il solvente.

Una soluzione si formerà solo se le forze di attrazione tra le particelle di soluto e quelle di solvente sono simili.

Affinché  si formi una soluzione si deve verificare:

  1. le particelle di soluto si devono separare l’una dall’altra
  2. le particelle di solvente si devono separare in modo che quelle di soluto possano trovare spazio
  3. interazione tra le particelle di soluto e di solvente

Entalpia e entropia

Nel processo di dissoluzione, le fasi 1 e 2 richiedono energia perché si interrompono le interazioni tra le particelle.

Nella fase 3 si verifica un rilascio di energia perché si formano interazioni soluto-solvente.

Pertanto, la variazione di entalpia ΔH per il processo complessivo può essere positivo o negativo, a seconda della quantità di energia rilasciata nella fase 3 rispetto a quella richiesta nelle fasi 1 e 2.

In termini di variazione di entropia ΔS del processo di dissoluzione, la maggior parte di essi porta a un maggior grado di disordine e quindi a un aumento di entropia. Infatti, per un gran numero di reazioni di dissoluzione, l’effetto entropico prevale su quello entalpico nel determinare la spontaneità del processo.

In generale, se le interazioni del soluto e del solvente hanno forza simile cioè, entrambi sono polari o entrambi sono non polari l’energia delle fasi 1 e 2 è simile a quella della fase 3.

Pertanto, l’aumento dell’entropia determina la spontaneità nei processi. Tuttavia, se le interazioni del soluto e del solvente sono di forza diversa l’energia delle fasi 1 e 2 è molto maggiore di quella della fase 3. Quindi l’aumento di entropia che può verificarsi non è sufficiente per superare il grande aumento di entalpia e il processo di dissoluzione non è spontaneo.

Dissoluzione di un soluto polare in un solvente polare

Le molecole di soluto polare sono tenute insieme da forti interazioni dipolo-dipolo e legami idrogeno tra i gruppi polari.

Quindi, la variazione di entalpia per rompere queste interazioni (fase 1) è grande e positiva:  ΔH1 > 0.

Anche le molecole di solvente polare sono anche tenute insieme da forti interazioni dipolo-dipolo e legami idrogeno, quindi anche la variazione di entalpia per la fase  2 è grande e positiva : ΔH2 > 0.

I gruppi polari delle molecole di soluto possono interagire favorevolmente con le molecole di solvente polari, determinando una grande variazione di entalpia negativa per la fase 3: ΔH3 < 0.

Questa variazione di entalpia negativa è grande all’incirca quanto la somma delle variazioni di entalpia positive per le fasi 1 e 2. Pertanto la variazione di entalpia complessiva ΔH1 + ΔH2 + ΔH1  è piccola.

La piccola variazione di entalpia insieme alla variazione di entropia positiva per il processo determina che la variazione di energia libera:

ΔG = ΔH – T ΔS < 0

è negativa e quindi il processo avviene spontaneamente.

Dissoluzione di un soluto non polare in un solvente polare

Le molecole di soluto non polari sono tenute insieme solo da deboli interazioni di van der Waals.

Quindi, la variazione di entalpia per rompere queste interazioni (fase 1) è piccola. Le molecole di solvente polare sono tenute insieme da forti interazioni dipolo-dipolo e legami idrogeno come nell’esempio quindi la variazione di entalpia per la fase 2 è grande e positiva: ΔH2 > 0.

Le molecole di soluto non polari non danno interazioni forti con le molecole di solvente polari. Pertanto, la variazione di entalpia negativa per la fase 3 è piccola e non può compensare la grande variazione di entalpia positiva della fase 2. Quindi, la variazione di entalpia complessiva ΔH1 + ΔH2 + ΔH1  è grande e positiva. La variazione di entropia per il processo non è abbastanza grande da superare l’effetto entalpico, quindi la variazione di energia libera complessiva è positiva: ΔG = ΔH – T ΔS > 0

Pertanto la dissoluzione non avviene spontaneamente

Dissoluzione di un soluto non polare in un solvente non polare

Analogamente al caso precedente la fase 1 è caratterizzata da una piccola variazione di entalpia

Anche le molecole di solvente non polari sono tenute insieme solo da deboli interazioni di van der Waals, quindi anche la variazione di entalpia per la fase 2 è piccola.

Le particelle di soluto e solvente non formano forti interazioni tra loro quindi anche la variazione di entalpia per la fase 3 è piccola.

Quindi, la variazione di entalpia complessiva ΔH1 + ΔH2 + ΔH1  è piccola e positiva. La variazione di entropia è positiva quindi la variazione di energia libera è negativa e il processo avviene spontaneamente