Soluzione (chimica)

In Chimica, si definisce soluzione una miscela omogenea di due o più elementi o composti chimici, in cui si distinguono principalmente due tipologie di componenti: solvente e soluto; il solvente è il componente in cui viene disciolto il soluto, e generalmente è quello presente in quantità maggiore.

Affinché si possa confutare la definizione di soluzione è necessario che le particelle siano uniformemente disperse e le loro dimensioni non superino l’ordine di grandezza molecolare. Tali soluzioni sono spesso dette vere per distinguerle dalle soluzioni colloidali nelle quali si hanno particelle enormemente più grandi delle comuni molecole (colloidi).

La caratteristica essenziale delle soluzioni è costituita dal variare continuo delle proprietà al variare delle proporzioni fra gli elementi che le compongono entro limiti più o meno ampi, ma definiti. Considerando i tre stati di aggregazione della materia (solido, liquido, gassoso) possono prodursi soluzioni fra due elementi che si trovino in uno qualsiasi di tali stati:

  1. soluzioni gassose, come nel caso di tutte le miscele gassose, prima tra tutte l’aria che respiriamo; i gas sono miscibili fra loro in ogni rapporto e danno luogo a sistemi omogenei, cioè a soluzioni i cui componenti possono essere separati anche per mezzo di liquidi che li disciolgano selettivamente oppure mediante diffusione termica o circolazione forzata attraverso membrane o setti porosi;
  2. soluzioni solide, possono formarsi fra sostanze capaci di dare cristalli misti, cioè isomorfe, caso assai comune nel mondo minerale, specie fra i silicati. La composizione di tali sistemi è variabile in modo continuo, sia pure entro limiti solitamente ristretti. Vere e proprie soluzioni solide sono le leghe in quanto miscele omogenee di due o più metalli, di metalli con altri elementi o con composti inter-metallici. Le leghe si ottengono allo stato fuso, ma si possono realizzare anche diffusioni fra solidi, per esempio quella del carbonio nel ferro (cementazione).
  3. soluzioni liquide, che sono le più comuni.

Per lo studio di una soluzione, sono necessarie almeno due informazioni: per prima cosa è utile conoscere la composizione qualitativa della soluzione, ossia ci serve sapere quali componenti chimici sono presenti, seconda cosa, serve conoscere la composizione quantitativa della soluzione, ossia dobbiamo conoscere la quantità o “concentrazione” di ciascun componente nella soluzione.

Le soluzioni di un solido in un liquido sono sempre possibili, a condizione di scegliere opportunamente la sostanza liquida solvente; in tal caso la soluzione avrà un volume normalmente minore della somma dei volumi componenti e comporterà sia un lavoro di disgregazione molecolare che un conseguente abbassamento della temperatura: per consumo di calore di soluzione (necessario per il cambiamento di stato del solido) e di calore di diluizione (per il trasporto delle molecole disgregate nel liquido). Il rapporto fra la quantità di soluto e la quantità di solvente (o di soluzione) è detto concentrazione della soluzione e si può esprimere in vari modi.

La quantità massima di una sostanza che può sciogliersi in una data quantità di solvente ad una determinata temperatura è detta solubilità di quella sostanza in quel solvente a quella temperatura e una soluzione che contenga questa quantità massima è detta satura.

È possibile affermare, dunque, che così come ogni liquido possiede per un certo valore della temperatura, una propria tensione di vapore alla quale si oppone la pressione esterna, così ogni sostanza ha, per un dato solvente, una certa tensione di soluzione, che è funzione della temperatura, cui si oppone la pressione osmotica (osmosi); quando la tensione di soluzione e pressione osmotica si uguagliano, la soluzione diviene satura, ossia si è stabilito un equilibrio dinamico per cui tante quante sono le particelle di soluto che si disperdono, tante sono quelle che si ridepositano. Pertanto, come si dice saturo un vapore in presenza del suo liquido, così è satura la soluzione di un solido in un liquido quando una parte del soluto è presente indisciolta, come corpo di fondo.

Le variazioni di solubilità in funzione della temperatura sono rappresentabili, per ciascuna sostanza in un dato solvente, da curve di solubilità. Poiché la soluzione di una sostanza in un solvente è accompagnata da variazioni termiche, si può prevedere se la solubilità aumenta o diminuisce con la temperatura: essa aumenta per le sostanze che si disciolgono con assorbimento di calore, diminuisce per quelle che si disciolgono con la sviluppo di calore. Nelle miscele di liquidi, quando la solubilità è limitata (per esempio caso dell’acqua ed etere) si formano due strati costituiti da soluzioni reciprocamente sature (etere in acqua, più pesante, e acqua in etere, più leggera). I gas di sciolgono nei liquidi con sviluppo di calore, perciò la loro solubilità aumenta con il diminuire della temperatura, oltre che con l’aumentare della pressione (legge di Henry).

La soluzione di una sostanza cristallina può essere portata, per cauta evaporazione del solvente, a una concentrazione più elevata rispetto al livello di saturazione: si ottengono così soluzioni sovra-sature, instabili, dalle quali, per semplice agitazione per aggiunta di un piccolo frammento (germe) di soluto, si separa la parte disciolta in eccesso.

Dal punto di vista fisico, oltre alla temperatura sulla solubilità di una sostanza influiscono altri fattori, in particolare il tipo e l’intensità delle forze che interagiscono tra le particelle di solvente e di soluto; nello studio del fenomeno, le particelle che si considerano possono essere molecole (nelle quali sia presente, o no, un dipolo elettrico), ioni e atomi metallici.

In generale si può dire che la solubilità è elevata quando le proprietà elettriche delle molecole di solvente e di soluto sono simili; per esempio l’acqua, sostanza polare, è un buon solvente di sostanze polari e di composti ionici, come i sali, in quanto si stabiliscono interazioni elettrostatiche fra i dipoli rappresentati dalle molecole d’acqua e le molecole oppure gli ioni del soluto, con formazione di solvati.

Per le sostanze non polari, come per esempio gli idrocarburi, miscibili fra loro in ogni rapporto, la solubilità è dovuta ad interazioni quanto-meccaniche fra i sistemi elettronici delle molecole (forze di London); tali interazioni non dipendono dalla temperatura, ma dal numero e dalla mobilità degli elettroni delle singole molecole.

Una soluzione molto diluita, nella quale le interazioni fra molecole di soluto e molecole di solvente si possono trascurare, si dice soluzione ideale; in tal caso si ammette che il mescolarsi delle molecole di soluto e di solvente avvenga senza cambiamenti di volume e di contenuto termico.

Per le soluzioni ideali valgono le cosiddette proprietà colligative, che non dipendono dalla natura del soluto, ma solo dal numero delle particelle presenti nella soluzione. Una di queste proprietà e la pressione osmotica per la quale vale la legge di Van’t Hoff. Questa riprende il principio di Avogadro, enunciato per i gas ideali: volumi uguali di soluzione, in condizioni uguali di temperatura e di pressione osmotica, contengono un ugual numero di molecole.

In base a questa legge, \(\pi V=nRT\), è simile all’equazione di stato dei gas ideali: \(PV=nRT\), si possono anche determinare i pesi molecolari dei soluti. Infatti la reazione \(g/\textrm{PM}\) esprime il numero delle moli del soluto non dissociabile, e quindi il peso molecolare PM si può calcolare dalla relazione:

\[\textrm{PM}=\dfrac{gRT}{\pi V}\]

In realtà le equazioni che descrivono i sistemi in soluzione dovrebbero riferirsi più propriamente alle attività che alla concentrazione dei soluti. Il termine attività si riferisce non tanto alla specie del soluto, ioni o molecole, presenti in soluzione, quanto alle specie attive del soluto, cioè quelle che generano l’effetto che si può misurare sperimentalmente.

La relazione tra attività \(a\) e concentrazione \(c\) del soluto è data da \(a=\alpha c\), dove \(alpha\) è il coefficiente di attività, che è uguale a 1 solo per concentrazione minori di 0,01 M. Questo significa che le soluzioni con coefficiente di attività unitario hanno comportamento prossimo a quelle ideali. Le soluzioni reali vengono studiate applicando le leggi valide per le soluzioni ideali e confrontando i risultati con i valori ottenuti per mezzo di misure sperimentali delle proprietà colligative.

Solubilità (o miscibilità)

In Chimica si definisce solubilità (o miscibilità) quel fenomeno che avviene durante la formazione di una soluzione chimica in cui il soluto si diffonde nel solvente (fino a raggiungere una concentrazione massima). È una proprietà caratteristica delle sostanze quando sono parzialmente o completamente solubili, tali da formare un’unica fase finale. Il termine solubilità ha due significati:

  1. qualitativo: proprietà di una sostanza di diffondere le proprie molecole in un’altra, in modo da produrre una fase omogenea detta soluzione chimica;
  2. quantitativo: la massima quantità di sostanza che si discioglie in una data quantità di solvente ad una temperatura definita.

La solubilità viene espressa come quantità in unità di concentrazione (in grammi nel caso di solidi e liquidi) o come volume (in litri nel caso di gas) di sostanza disciolta per 1000 g di solvente o di soluzione; si può esprimere anche in moli di soluto per litro di soluzione (molarità).

Variabili che influiscono sulla solubilità

  • La solubilità dipende sempre dalla natura delle sostanze, ma può dipendere anche da temperatura, pressione, interazioni e trasformazioni chimiche e fisiche subite dalle sostanze nel processo.
  • La solubilità di un gas in un liquido dipende dalla temperatura e dalla pressione: infatti diminuisce all’aumentare della temperatura e aumenta, secondo la legge di Henry, all’aumentare della pressione.
  • La solubilità tra due liquidi o tra un liquido e un solido dipende soprattutto dalla loro polarità.
  • Di solito un aumento di temperatura provoca un aumento di solubilità, mentre la pressione non ha un effetto significativo (solidi e liquidi sono praticamente incomprimibili).

L’utilità biologica di molti composti essenziali alla vita dipende da come si comportano con l’acqua (sostanze idrofile e sostanze idrofobe) cioè dal fatto di essere solubili o insolubili, di trasportare o meno (nel caso in cui siano solubili) cariche elettriche.

A seconda dello stato fisico di aggregazione delle sostanze coinvolte nella soluzione è possibile ottenere diversi casi di solubilità: solidi in liquidi, gas in liquidi, solidi in solidi, liquidi in liquidi e gas in gas (sempre solubili uno nell’altro, eccetto il caso in cui siano fortemente compressi).

In generale, a eccezione dei gas (per i quali si ha sempre completa miscibilità in tutte le proporzioni), la solubilità dipende in misura più o meno marcata dalla temperatura, dalla pressione, dall’agitazione meccanica della miscela, dalla natura delle sostanze, da reazioni chimiche secondarie coinvolgenti il soluto, dalla presenza di altre sostanze che, pur non interagendo chimicamente con il soluto, ne aumentano o deprimono la solubilità, dalle interazioni e dalle trasformazioni chimiche e fisiche che subiscono le sostanze stesse all’atto della dissoluzione. Si stabilisce cioè un limite di solubilità oltre il quale ha luogo la formazione di un’altra fase (che può essere il soluto puro o un’altra soluzione) e la soluzione viene detta satura.

Per i sistemi di due soli componenti (sistemi binari) con lacuna di miscibilità esiste una temperatura critica massima, o una minima, oppure entrambe, al di sopra sopra e sotto le quali i componenti sono completamente solubili.

Solubilità dei solidi nei liquidi

Nel caso in cui il soluto sia un solido ed il solvente un liquido, la solubilità dipende sostanzialmente dalla natura del solido e del liquido, dalla temperatura e in minor grado dalla pressione.

Sono solubili in acqua i seguenti solidi:

  • tutti i sali di litio, sodio, potassio e ammonio;
  • i cloruri, i bromuri e gli ioduri (tranne HgI, AgCl, AgBr, AgI, PbCl2<sub>2</sub> e HgCl);
  • gli acetati (tranne l’acetato d’argento);
  • tutti i nitrati;
  • i sali di bario (tranne BaSO<sub>4</sub> e BaCO<sub>3</sub>);
  • tutti gli idrossidi (tranne quelli di calcio, magnesio e dei metalli di transizione);
  • i solfuri dei metalli alcalini, dei metalli alcalino terrosi e dell’ammonio;
  • i fosfati, i cromati e i carbonati dei metalli alcalini e dello ione ammonio;
  • i solfati, tranne quelli di bario, mercurio, piombo (assolutamente insolubili), calcio e argento (un poco più solubili dei precedenti).

Solubilità dei liquidi nei liquidi

La realizzazione di soluzioni fra due liquidi dipende dal grado di miscibilità che i due liquidi rispettivamente posseggono; infatti si possono verificare tre casi:

  1. il caso di solubilità parziale (anche detta miscibilità parziale, per saturazione della soluzione);
  2. il caso di solubilità completa (o miscibilità completa) se i due liquidi si mescolano in tutte le proporzioni;
  3. il caso di solubilità nulla (non miscibilità);

in generale la temperatura produce un effetto molto sensibile sul fenomeno, mentre la pressione ha un’importanza ridotta.

Spesso mescolando liquidi diversi o raffreddando componenti di due o più composti che solidificano, si possono presentare lacune di solubilità, si ha cioè la parziale miscibilità dei componenti: entro dati rapporti i componenti liquidi o solidi, una volta solidificati, danno luogo ad una sola fase (sono cioè completamente miscibili); al di fuori di tali rapporti i liquidi danno luogo a due fasi liquide ognuna satura (soluzioni coniugate) e i soldi danno luogo a più fasi solide sature.

All’origine dei diversi comportamenti vi è un fattore energetico, legato alle interazioni tra le molecole di soluto e di solvente, che possono essere più o meno forti rispetto a quelle esistenti nelle sostanze pure, e un fattore di tipo entropico, legato alla variazione di disordine molecolare (generalmente un aumento) che accompagna il processo di dissoluzione.

In genere si osserva una solubilità tanto più elevata quanto più simili sono le due specie liquide da un punto di vista strutturale, perché ciò implica che le interazioni tra molecole di soluto e molecole di solvente sono dello stesso ordine di grandezza di quelle esistenti nelle due sostanze pure. Così l’acqua, fortemente polare, è miscibile con l’etanolo in tutte le proporzioni, mentre non discioglie apprezzabilmente gli idrocarburi, costituiti da molecole assai poco polari. La solubilità di un liquido in un altro può venire aumentata, per esempio, dal verificarsi di una reazione chimica che dia vita a un complesso costituito dalle due specie, o dalla formazione di legami di idrogeno (come nel caso acqua-etanolo).

Solubilità dei gas nei liquidi

La solubilità di un gas in un liquido dipende dalla loro rispettiva natura, dalla temperatura e dalle pressioni parziali: la solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura, e cresce all’aumentare della pressione (legge di Henry).

La legge di Henry è rigorosamente valida solo in condizioni di estrema diluizione, e perde validità in soluzioni concentrate, dove intervengono interazioni tra molecole di soluto. Essa è valida, inoltre, anche quando sono presenti più gas in soluzione. Se invece il gas interagisce chimicamente con il solvente, la dipendenza della solubilità dalla pressione è più complessa e non esprimibile con una legge generale.

Data la natura delle interazioni tra particelle molecolari e del continuo movimento disordinato, le particelle di un gas, a causa del loro caotico movimento, vengono più frequentemente e facilmente in contatto con quelle superficiali del liquido. Inoltre, poiché non tutte le particelle del gas hanno la stessa energia cinetica, quelle con energia cinetica abbastanza bassa subiscono maggiormente l’attrazione delle particelle superficiali del liquido, rimanendo “invischiate” e disperdendosi tra esse. Tuttavia, alcune particelle di gas, possono riaffiorare e, se possiedono energia cinetica sufficiente, tornano allo stato gassoso.

A temperatura costante, il numero di particelle di gas che nell’unità di tempo sono catturate dalle particelle del liquido, cioè la velocità con cui il gas si scioglie nel liquido, dipende dal numero di urti tra le particelle del gas e quelle superficiali del liquido, ovvero dalla pressione del gas. Viceversa, il numero di particelle del gas che, disperse nel liquido, sfuggono da esso, dipende dalla loro concentrazione.

Quando la velocità di dispersione nel liquido e la velocità di ritorno allo stato gassoso sono uguali, si raggiunge l’equilibrio; la concentrazione di gas nel liquido e la pressione di gas sul liquido rimangono costanti nel tempo; in tali condizioni la soluzione del gas nel liquido si dice satura.

La solubilità dei gas nei liquidi polari, infine, diminuisce all’aumentare della forza ionica della soluzione per effetto sale (effetto osservato negli equilibri di precipitazione, consistente in un aumento della solubilità di un composto poco solubile quando a esso viene aggiunto un forte eccesso di elettrolita).

Solubilità dei gas nei solidi

La solubilità di un gas in un solido è in generale molto ridotta.

Normalità

Si chiama normalità \(C_N\) (o anche “concentrazione equivalente”) di un soluto in una soluzione il numero di “equivalenti” per litro di soluzione.

Si usa per la soluzione di acidi o di basi o comunque di composti per i quali si può considerare 1 g equivalente (quantità in grammi di soluto pari al suo peso molecolare diviso il numero che esprime la basicità di un acido, l’acidità di una base, eccetera). Si procede nello stesso modo per soluti ossidanti o riducenti; per questi il peso molecolare va diviso per il numero degli elettroni. Sono queste le comuni soluzioni titolate di largo impiego in chimica analitica.

Per conoscere quanti equivalenti ci sono in una mole di sostanza è necessario conoscere la particolare reazione (acido-base o ossido-riduzione) alla quale quella sostanza partecipa. In particolare, per le reazioni acido-base (numeri di ossidazione costanti) il numero di equivalenti \(Z_e\) per mole di sostanza è pari al numero di protoni ceduti o acquistati da una mole di sostanza. Invece, per le reazioni di ossido-riduzione, il numero di equivalenti \(Z_e\) è pari al numero di elettroni ceduti o acquistati da una mole della sostanza.

In tal modo, se \(n\) è il numero di moli di sostanza disciolta in 1 litro di soluzione, la sua normalità sarà data dalla seguente formula:

\[C_N=\dfrac{Z_e n}{V}=\left[\dfrac{eq}{L}\right]\]

Ricordando, inoltre che la molarità è pari a \(M = n/V\), possiamo anche esprimere la normalità in funzione della molarità, infatti;

\[C_N=MZ_e\]

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