039 – Alterare la solubilità di un solido

La solubilità è la proprietà che determina se una sostanza può essere utilizzata in soluzione ed è il primo valore che un chimico cerca prima di progettare una preparazione, una purificazione o una formulazione. Stabilisce quanto possa essere concentrato un reagente, se un farmaco possa essere somministrato come sciroppo o debba esserlo come compresse, perché lo zucchero possa essere sciolto nel tè caldo ma non nel tè freddo, perché il calcare si formi in un bollitore anziché dissolversi al suo interno, e perché una ricristallizzazione funzioni: un solido viene sciolto in un solvente caldo e recuperato puro quando la soluzione si raffredda e la solubilità diminuisce.

Due fattori decidono la risposta. Il primo è la natura chimica del soluto e del solvente: la regola generale secondo cui il simile scioglie il simile, il che in pratica significa che un solvente scioglie un soluto quando le interazioni che può offrire sono abbastanza forti da compensare la rottura del solido. L'acqua, con la sua costante dielettrica molto elevata e la sua capacità di formare legami ad idrogeno, è un solvente eccellente per gli ioni e per le piccole molecole ricoperte di gruppi ossidrilici, e uno scarso solvente per un polimero le cui catene sono legate tra loro da legami ad idrogeno o per un sale il cui reticolo è tenuto insieme troppo saldamente. Il secondo fattore è la temperatura. La dissoluzione assorbe o rilascia calore, e la direzione di tale flusso di calore determina la direzione in cui si muove la solubilità quando la soluzione viene riscaldata: una dissoluzione endotermica diventa più facile a temperature più elevate, una esotermica diventa più difficile. La maggior parte dei solidi in acqua rientra nella prima categoria, ma non tutti, e le eccezioni sono i casi interessanti.

In questo laboratorio aggiungerete un solido a 100 mL di acqua fredda in piccole porzioni pesate, con un'ancoretta magnetica che mantiene la soluzione in agitazione, finché il solido smette di sciogliersi e inizia ad accumularsi sul fondo del becher. Quel punto è la saturazione e la massa totale che avete aggiunto definisce la solubilità di quel solido a temperatura ambiente. Scalderete poi il becher su una piastra riscaldante a 75 °C con un termometro fissato nel liquido, osserverete se il solido non sciolto entra in soluzione e registrerete la temperatura alla quale scompare. Ripetere l'intera sequenza con sale da cucina, glucosio, polvere di gesso, bicarbonato di sodio e amido di mais fornisce cinque risposte molto diverse, e sono proprio le differenze tra di esse — non i numeri in sé — che il laboratorio è progettato per rivelare.

Obiettivi Educativi

Alla fine di questo laboratorio, gli studenti saranno in grado di:

Riconoscere e raggiungere la saturazione

• Identificare il punto in cui una soluzione è satura e distinguere un solido non sciolto da un solido che semplicemente non ha ancora avuto il tempo di sciogliersi.
• Determinare la solubilità di un solido a una data temperatura aggiungendo porzioni pesate fino alla saturazione e sommando la massa aggiunta.
• Esprimere una solubilità con le sue unità di misura e la sua temperatura (ad esempio, $36\text{ g/100 g di } \text{H}_2\text{O}$ a $20\text{ }^\circ\text{C}$), e spiegare perché una solubilità citata senza una temperatura è priva di significato.

L'effetto della temperatura

• Prevedi, e poi osserva, se il solido non sciolto si scioglie quando la soluzione viene riscaldata a 75 °C.
• Metti in relazione la direzione del cambiamento con il fatto che la dissoluzione assorba o rilasci calore.
• Spiega perché l'effetto è grande per alcuni solidi e appena percettibile per altri.

L'effetto della natura chimica del soluto e del solvente

• Applica il principio secondo cui il simile scioglie il simile per prevedere quale dei cinque solidi si scioglierà in modo apprezzabile in acqua.
• Spiegare la solubilità di un solido ionico in termini di idratazione dei suoi ioni, e quella del glucosio in termini di legame a idrogeno.
• Spiega perché un solido può essere insolubile senza essere chimicamente inerte, e perché un solido insolubile ha comunque una solubilità misurabile, seppur piccolissima.

Funzionamento dell'apparecchio

• Montare la piastra riscaldante, l’agitatore magnetico, il supporto e il morsetto, quindi posizionare un termometro all’interno di un liquido in modo che la temperatura rilevata sia quella del liquido stesso e non del recipiente.
• Pesare porzioni successive di un solido su una bilancia elettronica e tenere il conto progressivo.
• Impostare una piastra riscaldante alla temperatura desiderata e rilevare la temperatura della soluzione indipendentemente dal valore di riferimento della piastra stessa.

Osservazione, registrazione e interpretazione onesta

• Annotare ciò che si è osservato in ciascuna fase, compreso l'aspetto del solido sul fondo del becher ed eventuali gas sviluppati.
• Distinguere la dissoluzione da altri processi che comportano anch’essi la scomparsa o la trasformazione di un solido, come la decomposizione o il rigonfiamento di un granello di amido.
• Confronta i cinque solidi in un'unica tabella e trai una conclusione che li comprenda tutti.

Protocollo

1. Misurazione dell'acqua

Utilizzare un cilindro graduato per misurare 100 mL di acqua fredda del rubinetto e versarla in un becher da 100 mL.

2. Preparazione per il riscaldamento

a) Posizionare una barretta magnetica nel becher.

b) Posizionare il becher sulla piastra riscaldante senza accenderla.

3. Installazione del termometro

a) Fissare un morsetto universale al supporto sopra il centro del becher.

b) Posizionare il termometro nel becher fissandolo con una pinza universale, facendo attenzione che non tocchi il fondo.

4. Pesatura del sale

a) Utilizzando una spatola, aggiungere circa 10 g di sale da tavola (cloruro di sodio) nella padella.

b) Versare il sale nell'acqua fredda del becher.

5. Dissoluzione del sale

a) Attivare l'agitatore magnetico per mescolare bene.

Aggiungere successivamente porzioni di sale da 10 g fino a un totale aggiuntivo di 20 g, attendendo ogni volta la completa dissoluzione.

c) Continuare ad aggiungere sale a scaglioni di 2 g alla volta finché il sale non si scioglie più e inizia ad accumularsi sul fondo del becher.

Segna la quantità totale di sale che è stata versata nel becher per raggiungere il punto in cui il sale non si scioglie più e inizia ad accumularsi sul fondo del becher.

6. Riscaldamento

a) Impostare la piastra riscaldante a 75°C per scaldare la soluzione.

b) Osservare se il sale accumulato si scioglie con l'aumento della temperatura.

c) Annotare la temperatura indicata dal termometro nel momento in cui il sale si è completamente sciolto.

7. Riproduzione dell'esperimento

a) Ripeti gli stessi passaggi con lo zucchero (glucosio), il gesso in polvere (carbonato di calcio), il bicarbonato di sodio e l'amido di mais (amido) per confrontare la solubilità di queste sostanze.

b) Svuotare completamente il contenuto della vetreria nel contenitore di recupero e sciacquare con acqua distillata tra un esperimento e l'altro.

c) Per ciascun solido, la quantità che dovrà essere aggiunta al becher d'acqua per ottenere la completa dissoluzione varierà da un solido all'altro.

Risultati Previsti

I cinque solidi danno cinque risposte diverse. Due di essi si dissolvono facilmente, uno si dissolve moderatamente e due non si dissolvono affatto — e dei due che non si dissolvono, uno si comporta in un modo che si potrebbe facilmente scambiare per dissoluzione. La tabella sottostante riporta il risultato atteso per ciascuno, utilizzando i valori di solubilità in acqua a 25 °C comunemente accettati. Poiché nell’esperimento si aggiunge sostanza solida a 100 mL di acqua (circa 100 g), queste cifre possono essere confrontate direttamente con il totale progressivo tenuto dallo studente; si noti che le tabelle di solubilità pubblicate sono normalmente espresse per 100 g di acqua, non per 100 mL di soluzione pronta, e nel caso di un solido solubile come il sale le due cose non coincidono.

Perché la temperatura influenza la solubilità e in quale direzione. La dissoluzione raggiunge l'equilibrio quando la variazione di energia libera è zero, ΔG_soluzione = ΔH_soluzione − TΔS_soluzione = 0. La dipendenza dalla temperatura della solubilità risultante $s$ segue la relazione di van ’t Hoff, $\ln(s$₂/s₁) = −(ΔH_soluzione/R)(1/T₂ − 1/T₁), il quale dice qualcosa di semplice: se il processo di dissoluzione assorbe calore, riscaldare la soluzione aiuta e la solubilità aumenta; se il processo rilascia calore, il riscaldamento lo ostacola e la solubilità diminuisce. Quel singolo segno governa ogni voce nell'ultima colonna della tabella sopra.

Il risultato del sale, elaborato. Il cloruro di sodio è il solido che il protocollo prende in esame per primo, ed è volutamente quello che presenta le variazioni meno marcate. La sua solubilità accettata varia da 35,7 g per 100 g di acqua a 0 °C a 39,1 g a 100 °C — un aumento inferiore a 10 % nell’intero intervallo di temperatura dell’acqua allo stato liquido. Interpolando al setpoint di 75 °C del protocollo si ottengono circa 38 g / 100 mL, quindi del solido che giace sul fondo di un becher saturo solo circa 2 g per 100 mL andranno in soluzione quando la piastra verrà accesa. Gli studenti che si aspettano una schiaritura spettacolare rimarranno delusi, e proprio questa delusione è il punto: essa crea il contrasto con il glucosio e il bicarbonato e spiega perché il sale non può essere purificato per ricristallizzazione dall’acqua, mentre molti altri solidi possono esserlo.

Un calcolo che vale la pena fare, e che vale la pena sbagliare. Inserire i valori del sale nella relazione di van ’t Hoff con ΔH_soluzione = +3,9 kJ/mol, da T₁ = da 298 K a T₂ = 348 K, dà ln(s₂/s₁) = −(3900 / 8,314)(1/348 − 1/298) = 469 × 4,82 × 10⁻⁴ = 0.226, quindi s₂/s₁ = 1.25 e s₂ ≈ 45 g / 100 mL. Il valore misurato è di circa 38. La previsione è di 18 % troppo alta, e il motivo è istruttivo piuttosto che imbarazzante: la relazione di van ’t Hoff presuppone una soluzione ideale con un’entalpia di soluzione costante, mentre una soluzione salina satura — circa 6 mol/L, in cui ogni molecola d’acqua è coinvolta nell’idratazione di uno ione — è quanto di più lontano dall’ideale possa esserci in una soluzione acquosa. Confrontare la previsione con la misurazione è un esercizio più utile rispetto all’analisi di uno dei due dati da solo.

Perché l'acqua scioglie alcuni di questi solidi e altri no. Per un solido ionico, la dissoluzione è una competizione tra l'energia reticolare che tiene insieme gli ioni e l'energia di idratazione rilasciata quando l'acqua li circonda. L'acqua vince per il cloruro di sodio perché la sua permittività relativa di circa 78 indebolisce l'attrazione elettrostatica tra gli ioni separati di quasi due ordini di grandezza, e perché ciascuno ione è stabilizzato da un guscio ordinato di dipoli d'acqua. Nell'etanolo, la cui permittività relativa è di circa 24, lo stesso sale si scioglie fino a circa 0,065 g per 100 mL, circa cinquecento volte meno. L'acqua perde contro il carbonato di calcio perché il reticolo trattiene un catione con doppia carica contro un anione con doppia carica: il prodotto di solubilità è K_SP = 3,3 × 10⁻⁹, quindi la concentrazione satura è √K_SP = 5,7 × 10⁻⁵ mol/L, che a 100,09 g/mol corrisponde a 0,6 mg per 100 mL — all'incirca una parte su duecentomila, e del tutto invisibile rispetto a un becher di polvere sedimentata. Il glucosio si scioglie per un motivo ancora diverso: non è affatto ionico, ma i suoi cinque gruppi ossidrilici e un ossigeno dell'anello formano legami a idrogeno con l'acqua, cosicché la molecola viene solvatata con la stessa efficacia di uno ione. L'amido è costituito dalle stesse unità di glucosio, ma sotto forma di catene di centinaia di esse, legate a idrogeno l'una all'altra all'interno di grani semicristallini; l'acqua non è in grado di separare le catene a temperatura ambiente e, quando finalmente le penetra al riscaldamento, il risultato è una pasta gonfia anziché una soluzione.

Un controllo visivo che qualcosa si sia sciolto. Il solido disciolto occupa volume. Il volume molare apparente del cloruro di sodio in acqua è di circa 16,6 cm³/mol, quindi i 36 g necessari per saturare 100 mL (36 / 58,44 = 0,616 mol) aggiungono circa 0,616 × 16,6 ≈ 10 mL al liquido, portando il livello nel becher da 100 mL a circa 110 mL. Uno studente che non vede il livello salire non ha sciolto quanto sale pensa di aver sciolto — e uno studente che misura l'innalzamento ha effettuato una seconda misurazione indipendente della stessa quantità.

Riepilogo del compito per intervallo di voti

Classe 9-10

Concentrati. Osservazione e vocabolario: soluto, solvente, saturo, solubile, insolubile, sospensione.

• Aggiungere sale in porzioni pesate finché non smette di sciogliersi, e riportare la massa totale aggiunta come solubilità a temperatura ambiente.
• Classifica i cinque solidi in solubili e insolubili in base a ciò che si osserva nel becher e indica quale evidenza è stata utilizzata.
• Registrare se il solido sul fondo si scioglie quando la piastra è impostata a 75 °C e a quale temperatura scompare.
• Lo zucchero si scioglie meglio nell'acqua calda perché l'energia termica aumenta la solubilità del soluto, consentendo all'acqua di diventare satura a una concentrazione molto più elevata rispetto all'acqua fredda.

Undicesimo anno

Concentrati. Confronto quantitativo tra solidi e ragionamento dalla struttura alla solubilità.

• Elenca in una tabella la massa necessaria per saturare 100 mL per ciascuno dei cinque solidi e converti ogni risultato in grammi per litro e in moli per litro dove esiste una massa molare.
• Classifica i solidi prima di fare l'esperimento, usando la struttura ionica o molecolare di ciascuno, e confronta la classifica con il risultato.
• Spiega perché il risultato del sale cambia molto meno rispetto a quello del glucosio durante il riscaldamento, in termini di calore assorbito durante la dissoluzione.
• Identificare quale dei cinque solidi non può fornire una misurazione pulita della solubilità a 75 °C e dire perché.

12ª classe / Livello universitario

Concentrati. Trattamento termodinamico e calcolo dell'equilibrio.

• Usa la relazione di van ’t Hoff con ΔH_soluzione = +3,9 kJ/mol per prevedere la solubilità di NaCl a 75 °C, confrontarla con il valore accettato di circa 38 g / 100 mL e spiegare la discrepanza in termini di non idealità a 6 mol/L.
• Calcola la solubilità del carbonato di calcio da K_SP = 3,3 × 10⁻⁹, esprimilo in mg per 100 mL e spiega perché il valore misurato in acqua esposta all'aria è più alto.
• Spiegando con riferimento a $\Delta G = \Delta H - T\DeltaS$, un processo di dissoluzione che rilascia calore ($\Delta H < 0$) può avvenire spontaneamente ($\Delta G < 0$) se il termine entropico è favorevole o se il calore rilasciato rende $\Delta G$ negativo a basse temperature. Tuttavia, la solubilità diminuisce all'aumentare del riscaldamento poiché, con l'aumentare di $T$, il termine $-T\DeltaS$ (supponendo $\DeltaS 0$ e sforendo la precipitazione.
• Stima l'aumento di volume alla saturazione di 100 mL di acqua con NaCl dal volume molare apparente e proponi come potrebbe essere misurato con sufficiente precisione da servire come controllo della massa aggiunta.

Materiale essenziale di laboratorio

Strumenti

• Bilancia elettronica (risoluzione 0,01 g, con tasto di tara)
• Navicella di pesata
• Spatola
• Cilindro graduato (100 mL)
• Becher (100 mL) per l'esperimento; becher (50 mL e 500 mL) anche sul banco
• Piastra riscaldante con agitatore magnetico, che mostra sia la temperatura della piastra sia la temperatura impostata
• Ancora magnetica
• Termometro
• Sostegno da laboratorio con pinza universale, per il termometro
• Contenitore di recupero, per svuotare il becher tra un solido e l'altro

Prodotti

• Cloruro di sodio, sale da cucina (polvere)
• Glucosio, zucchero (a velo)
• Bicarbonato di sodio
• Carbonato di calcio, gesso (in polvere)
• Amido, amido di mais (in polvere)
• Acqua del rubinetto, per le porzioni da 100 mL
• Acqua distillata, per il risciacquo della vetreria tra i solidi
• Etanolo e olio d'oliva sono sul banco ma non vengono utilizzati da alcun passaggio di questo protocollo, che testa la sola solubilità in acqua