Quali fattori descrivono perché i composti ionici sono presumibilmente solubili in qualsiasi solvente polare?

I composti ionici non sono sempre solubili in qualsiasi solvente polare. Dipende dal solvente (se è acqua o un altro solvente meno polare), indipendentemente dal fatto che siano solubili o meno.

Inoltre, composti ionici costituiti da ioni di piccole dimensioni, e / o ioni con carica doppia o tripla, e cationi con dimensioni simili all'anione, sono spesso insolubili in acqua.

Quando accade che un composto ionico sia effettivamente solubile in un solvente polare come l'acqua, questo è degno di spiegazioni, perché l'attrazione elettrostatica tra gli ioni positivi e negativi è così forte che un semplice composto ionico come sale da tavola richiede una temperatura di 801 ° C per sciogliersi.

Un'alimentazione di alta energia è necessaria per smontare il reticolo ionico, che è chiamato entalpia reticolare. Questo "pagamento" energetico è parzialmente compensato dal "guadagno" di energia dovuto a entalpia di solvatazione, derivante dall'attrazione tra ogni ione e le numerose molecole di solvente che possono circondarlo con le loro polarità opposte.

UN ione solvatato può essere circondato da diversi gusci di molecole di solvente, a seconda della sua carica e dimensione (se lo "ione nudo" ha una carica elevata e dimensioni ridotte, porterà una "nuvola" più grande di molecole di solvente).

La maggior parte delle sostanze ioniche viene disciolta in acqua in modo endotermico, cioè sottraendo spontaneamente energia termica da solvente e ambiente. Questa è una prova che l'entalpia del reticolo è superiore all'entalpia di solvatazione.

Quindi, un secondo fattore decisivo è necessario per spiegare la solubilità delle sostanze ioniche e per rispondere alla domanda. Questo è statistico o "fattore entropico"Dissolvendo la sostanza vi è un aumento di entropia o" casualità "di movimento, energie, posizioni, che è dovuto al passaggio dalla struttura molto ordinata del reticolo solido, a una struttura disordinata - tipo di gas - della soluzione La struttura della miscela ha una probabilità statistica più elevata (misurata dal numero di configurazioni equivalenti o "microstati" corrispondenti allo stesso macrostato "misto") rispetto al macrostato non miscelato.

C'è sempre un aumento di entropia, ogni volta che un solido cristallino si dissolve in un solvente, ed è lo stesso tipo di processo favorito che avviene con evaporazione, sublimazione o diffusione.

Il composto ionico alla fine si dissolve nel solvente se il contributo di entropia è sufficiente a compensare la perdita di entalpia che accompagna la dissoluzione.

Questo può essere tradotto quantitativamente in un criterio per la dissoluzione spontanea: "# # Delta_sG, che è la variazione di energia libera, o potenziale di Gibbs, G = (H-TS), per il processo di disoluzione, dovrebbe essere negativo. "Nelle formule:

#Delta_sG = Delta_lH - TDelta_hS <0 #

dove # # Delta_lH è l'entalpia reticolare, positiva; # # Delta_hS è la differenza di entropia di solvatazione e viene convertita in dimensioni di energia moltiplicando la temperatura assoluta T. Il contributo di entropia # # -TDelta_hS è tanto favorevole (negativo) alla dissoluzione quanto più la temperatura è alta. Quindi il comportamento più comune per i composti ionici è quello di diventare più solubili all'aumentare della temperatura.

Viceversa, quei composti che si dissolvono esotermicamente (#Delta_lH <0 #) sono caratterizzati da un'entalpia di solvatazione che supera l'entalpia reticolare e sono molto solubili anche a basse temperature.