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 ci\u00f2 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 finch\u00e8 non sono completamente rimossi dalla superficie (idratazione) e cirdondati da molecole d’acqua.Da un punto di vista termodinamico la dissoluzione pu\u00f2 essere semplificata in:<\/p>\n
1 Distruzione del reticolo cristallino con il passaggio degli ioni allo stato gassoso a distanze tali che l’interazione elettrostatica sia annullata.<\/p>\n
2 Idratazione degli ioni gassosi.<\/p>\n
Al primo stadio compete, in proporzione alla quantit\u00e0 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.<\/p>\n
Quindi Htot = H1 + Hidr<\/p>\n
Il termine H1 \u00e8 costante mentre Hidr aumenta all’aumentare della concentrazione del soluto. Comunque spesso Htot \u00e8 positivo e quindi il contributo entalpico \u00e8 sfavorevole alla dissoluzione. Diviene quindi importante il contributo entropico.<\/p>\n
Praticamente, anche se la solubilit\u00e0 di un sale pu\u00f2 essere prevista \u00e8 pi\u00f9 semplice eseguire una semplice esperienza di solubilizzazione, in un calorimetro, e rispetto all’energia sottratta o ceduta all’ambiente calcolare la solubilit\u00e0 del sale in acqua, o in altro solvente. Per un prodotto poco solubile si ricordi sempre che <\/p>\n
[A+][B+]=Kps<\/p>\n
Ove Kps prende il nome di prodotto di solubilit\u00e0.
\n
\nConoscendo quindi la composizione del sale, la sua concentrazione \u00e8 facile stabilire il prodotto di solubilit\u00e0 del composto.<\/p>\n
Esistono tabelle di solubilit\u00e0 di vari Sali, fra i quali quelli citati. In genere si considerano a 25\u00b0C, ma esistono tabelle dettagalite per ogni sale. Infatti non si creda che la solubilit\u00e0 aumenti sempre con l’aumentare della temperatura. Se la reazione di solubilizzazione \u00e8 endotermica, cio\u00e8 viene sottratto calore all’ambiente, la reazione di dissoluzione sar\u00e0 accellerata da un aumento di temperatura. Al contrario, esotermica, sar\u00e0 sfavorita. I calcoli delle entalpie e della energia reticolare in gioco permettono di capire se la reazione sar\u00e0 di uno o dell’altro tipo.
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