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L'entalpia di soluzione, entalpia di dissoluzione, o calore di soluzione indica il cambio di entalpia associato con la dissoluzione di una sostanza in un solvente a pressione costante con conseguente diluizione infinita. I simboli utilizzati sono: , .

Tale parametro viene spesso espresso in kJ/mole a temperatura costante. Il cambiamento di energia può essere considerato come composto da tre parti, la rottura endotermica dei legami all'interno del soluto e all'interno del solvente, e infine la formazione di forze attrattive tra soluto e solvente. Una soluzione ideale ha entalpia di soluzione nulla. Per una soluzione non ideale è una quantità molare in eccesso.

Energia del processoModifica

La solubilità dei gas dipende fortemente dalla pressione ed è regolata dalla Legge di Henry. A pressione costante la dissoluzione per la maggior parte dei gas è un processo esotermico, quindi libera calore ( ).

Cioè, quando un gas si dissolve in un solvente liquido, l'energia viene rilasciata come calore, riscaldando sia il sistema (cioè la soluzione) che l'ambiente circostante. La temperatura della soluzione alla fine diminuisce per corrispondere a quella dell'ambiente circostante. L'equilibrio, tra il gas come una fase separata e il gas in soluzione, secondo il principio di Le Châtelier si sposta per favorire il passaggio del gas in soluzione al diminuire della temperatura (diminuendo la temperatura aumenta la solubilità di un gas). Quando una soluzione satura di gas viene riscaldata, il gas esce dalla soluzione.

La variazione della solubilità di un solido in un liquido, a pressione costante, con la temperatura, dipende dalla variazione di entalpia a seguito del processo di dissoluzione e possono verificarsi i due casi: (1) processo endotermico, la solubilità aumenta con la temperatura ( ) e (2) processo esotermico, la solubilità diminuisce con la temperatura ( ).

Passi della dissoluzioneModifica

La dissoluzione può essere vista procedere in tre passi:

  1. Rottura attrazioni soluto-soluto (endotermica), vedere ad esempio l'energia reticolare nei sali. (  variazione entalpia reticolare)
  2. Rottura attrazioni solvente-solvente (endotermica), per esempio quello del legame a idrogeno. (  variazione entalpia del solvente, trascurabile)
  3. Formazione attrazioni solvente-soluto (esotermica), nel processo di solvatazione, o idratazione se il solvente è acqua. (  variazione entalpia solvatazione)

I valori di   sono tanto più alti quanto più piccolo e carico è lo ione. Questo vale anche per il  . Il valore dell'entalpia di soluzione è la somma di questi passi. Tenendo conto dei segni di tali variazioni, si ha:

 
  • La dissoluzione di nitrato d'ammonio in acqua è endotermica. L'energia rilasciata dalla solvatazione degli ioni ammonio e ioni nitrato è inferiore all'energia assorbita nel frantumare il reticolo ionico del nitrato di ammonio e le attrazioni tra le molecole d'acqua.
  • La dissoluzione di idrossido di potassio è esotermica, poiché durante la solvatazione viene rilasciata più energia di quanta ne venga utilizzata per rompere il soluto e il solvente.

Dipendenza dalla natura della soluzioneModifica

L'entalpia di soluzione di una soluzione ideale è nulla per definizione ma l'entalpia di dissoluzione dei non elettroliti ha il valore dell'entalpia di fusione o vaporizzazione. Per soluzioni non ideali di elettroliti è collegata al coefficiente di attività del soluto ( ) e alla temperatura derivata dalla permittività relativa ( ).

 
Variazione di entalpia di alcuni composti (solidi,liquidi)
Acido cloridrico -74.84
Nitrato d'ammonio +25.69
Ammoniaca -30.50
Idrossido di potassio -57.61
Idrossido di cesio -71.55
Cloruro di sodio +3.87
Clorato di potassio +41.38
Acido acetico -1.51
Idrossido di sodio -44.51
Variazione di entalpia ΔHo in kJ/mol in acqua a 25°C[1]

Voci correlateModifica

NoteModifica

  1. ^ (EN) Lide David R., CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90ª ed., Boca Raton (Florida, USA), CRC Press, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0.

Collegamenti esterniModifica