solubilità

solubilità In fisica e in chimica, proprietà di una sostanza di diffondersi intimamente in un’altra in modo da costituire una soluzione (generalmente liquida, ma anche solida o gassosa); anche, grandezza che esprime quantitativamente tale proprietà, generalmente in parti di soluto per 100 o per 1000 parti (in volume o in peso) di soluzione o di solvente.

Linee generali

A seconda dello stato di aggregazione delle sostanze coinvolte si possono avere vari tipi di s. (solidi in liquidi, gas in liquidi, solidi in solidi ecc.). La s. fra gas è di norma completa, cioè due o più sostanze aeriformi si mescolano tra loro in tutte le proporzioni; negli altri casi, invece, accade spesso che in determinate condizioni di temperatura e pressione vi sia un limite alla quantità di sostanza capace di disciogliersi nell’altra (limite di s.). Superato questo limite ha luogo la formazione di un’altra fase (che può essere il soluto puro o un’altra soluzione) e la soluzione viene detta satura. Indicando con α e β le due fasi, il soluto A si distribuisce tra esse dando vita all’equilibrio di s. A(α) ⇄ A(β). Il limite di s. viene generalmente espresso come la quantità in grammi di sostanza necessaria a saturare 100 g (o 100 ml) di solvente a una data temperatura; tale grandezza, detta anche semplicemente s., si può inoltre esprimere come frazione molare, percentuale in massa, molalità e molarità.

A seconda della natura fisica o chimica del processo di soluzione numerosi fattori possono influenzare la s. di una sostanza: temperatura, pressione, reazioni chimiche secondarie coinvolgenti il soluto, presenza di altre sostanze che, pur non interagendo chimicamente con il soluto, ne aumentano o deprimono la solubilità.

S. di gas in liquidi

La s. di un gas in un liquido (espressa spesso mediante il coefficiente di assorbimento, ➔ assorbimento) è molto variabile: per es., una mole di acqua discioglie, a parità di condizioni, 0,01 moli di elio e 1300 di ammoniaca. Nel primo caso il soluto si scioglie senza interagire chimicamente con il solvente, mentre nel secondo avviene una reazione di idrolisi che favorisce la dissoluzione del gas. La s. dipende, oltre che dalla natura delle specie coinvolte, dalla temperatura e dalla pressione parziale del gas. Un aumento di temperatura determina nella maggior parte dei casi un abbassamento della s.; la dipendenza della s. dalla pressione è descritta, in assenza di reazione tra solvente e soluto (o, più in generale, di modificazione molecolare di quest’ultimo) dalla legge di Henry, per la quale p=Hc, dove p, H e c indicano rispettivamente la pressione parziale del gas, una costante caratteristica (dipendente dalla temperatura) e la concentrazione in soluzione del gas. 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 s. dalla pressione è più complessa e non esprimibile con una legge generale. La s. dei gas nei liquidi polari, infine, diminuisce all’aumentare della forza ionica della soluzione per effetto salatura.

S. di liquidi in liquidi

La tendenza di due o più liquidi a dar vita a una soluzione è spesso indicata con il termine di miscibilità. Due liquidi possono mescolarsi tra loro in tutte le proporzioni (miscibilità completa), oppure solo in certi intervalli di concentrazione (miscibilità parziale), oppure possono mostrare s. praticamente nulla. 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 s. tanto più elevata quanto più simili sono le due specie 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 s. di un liquido in un altro può venire aumentata, per es., 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). Le variabili che possono influenzare la s. sono la pressione (il cui effetto è però piccolo) e la temperatura (➔ miscibilità).

S. di solidi in liquidi

La s. di un solido in un liquido è in generale limitata e dipende dalla natura del solido e del liquido, dalla temperatura e in minor grado dalla pressione. L’effetto di variazioni di pressione sulla s. di un solido è piccolo soprattutto per sostanze inorganiche. Per taluni composti organici può osservarsi una diminuzione di s. del 25% sotto pressioni dell’ordine dei 1000 bar. L’influenza della temperatura è più rilevante; in molti casi la s. aumenta con essa, particolarmente quando il processo di dissoluzione è endotermico (in tal caso viene seguita l’equazione di Van’t Hoff applicata all’equilibrio di s.); vi sono però numerose eccezioni a questo andamento.

Come per le soluzioni di liquidi in liquidi, vale spesso il principio che la s. cresce quanto più sono simili il soluto e il solvente dal punto di vista strutturale. Così, un idrocarburo può sciogliere sostanze poco polari come il naftalene, mentre l’acqua è il solvente ideale per i composti ionici (sali), che nel mezzo acquoso si dissociano in ioni (per concentrazioni non troppo alte) vincendo l’energia reticolare. L’equilibrio di s. di un sale AiBj in acqua è perciò AiBj(s) ⇄ iAx++jBy−, dove gli ioni vanno intesi come solvatati. Essendo l’attività del solido praticamente unitaria, la costante di equilibrio è espressa da K=(aA)i(aB)j (prodotto di s.), dove a indica l’attività degli ioni nella soluzione satura. Il valore del prodotto di s. dipende dalla temperatura e dalla natura del sale, e in particolare dalla carica e dalle dimensioni degli ioni (ioni di carica e dimensioni elevate danno spesso sali poco solubili, cioè con basso prodotto di s.).