Tralascio in questa trattazione la teoria delle soluzioni liquide e quindi la dissoluzione di un soluto in un solvente, in quanto richiederebbe una disquisizione troppo complessa. Per chi fosse interessato a ciò consiglio di procurarsi un buon testo di "Chimica Fisica". In generale, comunque per i composti ionici, si deve considerare la molecola d’acqua come un dipolo elettrico, dotato di un polo positivo, concentrato sugli atomi di idrogeno e di uno negativo conentrato sull’atomo di ossigeno. Le molecole di solvente interagiscono con gli ioni alla superficie del cristallo. Lo ione positivo viene attratto dal polo negativo e quello negativo dalla parte postiva. Questa interazione indebolisce il legame fra gli ioni finchè non sono completamente rimossi dalla superficie (idratazione) e cirdondati da molecole d’acqua.Da un punto di vista termodinamico la dissoluzione può essere semplificata in:
1 Distruzione del reticolo cristallino con il passaggio degli ioni allo stato gassoso a distanze tali che l’interazione elettrostatica sia annullata.
2 Idratazione degli ioni gassosi.
Al primo stadio compete, in proporzione alla quantità di soluto, una entalpia positiva (H1) pari circa alla energia reticolare, al secondo stadio una entalpia negativa di idratazione (Hidr) uguale, circa, alla energia potenziale di interazione fra ioni e molecole d’acqua.
Quindi Htot = H1 + Hidr
Il termine H1 è costante mentre Hidr aumenta all’aumentare della concentrazione del soluto. Comunque spesso Htot è positivo e quindi il contributo entalpico è sfavorevole alla dissoluzione. Diviene quindi importante il contributo entropico.
Praticamente, anche se la solubilità di un sale può essere prevista è più semplice eseguire una semplice esperienza di solubilizzazione, in un calorimetro, e rispetto all’energia sottratta o ceduta all’ambiente calcolare la solubilità del sale in acqua, o in altro solvente. Per un prodotto poco solubile si ricordi sempre che
[A+][B+]=Kps
Ove Kps prende il nome di prodotto di solubilità.
Conoscendo quindi la composizione del sale, la sua concentrazione è facile stabilire il prodotto di solubilità del composto.
Esistono tabelle di solubilità di vari Sali, fra i quali quelli citati. In genere si considerano a 25°C, ma esistono tabelle dettagalite per ogni sale. Infatti non si creda che la solubilità aumenti sempre con l’aumentare della temperatura. Se la reazione di solubilizzazione è endotermica, cioè viene sottratto calore all’ambiente, la reazione di dissoluzione sarà accellerata da un aumento di temperatura. Al contrario, esotermica, sarà sfavorita. I calcoli delle entalpie e della energia reticolare in gioco permettono di capire se la reazione sarà di uno o dell’altro tipo.