Dissoluzione e solubilità: guida pratica per superare i quiz di chimica

Prima di addentrarci nei dettagli, rivediamo le domande tipiche che compaiono nei test di ingresso di area scientifica:

• Che cos’è la dissoluzione?
• Quando una soluzione si definisce satura o insatura?
• In che modo temperatura, pressione e natura delle sostanze cambiano la solubilità?
• Come si fa a prevedere se un sale precipita o resta in soluzione?

Queste richieste tornano di continuo e oggi risolviamo una volta per tutte ciò che serve sapere per segnare la crocetta giusta.

Che cos’è la dissoluzione

La dissoluzione (o solvatazione) è il processo in cui le particelle di soluto si disperdono tra le molecole di solvente fino a esserne completamente circondate.

• Se il solvente è acqua, si parla di idratazione.
• Il fenomeno avviene solo quando le forze di attrazione tra soluto e solvente compensano quelle interne ai due sistemi separati.

Esempio pratico
Immagina di versare cloruro di potassio (KCl) in acqua. Gli ioni K⁺ e Cl⁻ si separano e ognuno viene avvolto da molecole d’acqua orientate in modo opposto: l’ossigeno (parzialmente negativo) circonda K⁺, gli idrogeni (parzialmente positivi) circondano Cl⁻.

Solubilità: quanto può sciogliersi davvero?

• Soluzione satura: contiene la quantità massima di soluto sciogliibile a una certa temperatura.
• Solubilità: concentrazione della soluzione satura (spesso espressa in mol · L⁻¹).
• Soluzione insatura: meno soluto della quantità massima.
• Soluzione sovrassatura: più soluto di quanto l’equilibrio permetta; basta un piccolo disturbo per far precipitare il soluto in eccesso.
• Diluita e concentrata sono termini qualitativi: indicano, rispettivamente, bassa o alta concentrazione rispetto alla media dei laboratori.

Cosa influenza la solubilità

Natura di soluto e solvente

La regola mnemonica è “il simile scioglie il simile”:

• Non polare ↔ non polare
• Esempio: lo zolfo elementare (non polare) si scioglie in toluene (non polare).
• Polare o ionico ↔ polare
• Esempio: il nitrato di calcio (ionico) è solubile in acqua (polare).
• Non polare ↔ polare
• Esempio: olio vegetale (non polare) non si miscela con acqua.

Temperatura

• Se la dissoluzione è endotermica, la solubilità aumenta con la temperatura.
• Molti sali, come NaNO₃, seguono questo andamento.
• Se la dissoluzione è esotermica, la solubilità diminuisce con la temperatura.
• È il caso dei gas nell’acqua; ecco perché le bibite gassate perdono CO₂ quando si scaldano.

Pressione (solo per i gas)

La solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla sua pressione parziale sopra la soluzione (legge di Henry).

• Stappando una lattina, la pressione cala bruscamente → la CO₂ esce → si formano bollicine visibili.

Velocità di dissoluzione: come accelerarla

1. Agitazione – Rinnova continuamente il contatto soluto/solvente.
2. Temperatura più alta – Aumenta l’energia cinetica, quindi gli urti efficaci tra particelle.
3. Maggiore suddivisione del soluto – Polverizzare un solido aumenta la superficie di contatto.

Soluzioni acquose: regole rapide di solubilità da ricordare

Per i quiz conta poter prevedere se un precipitato si forma quando si mescolano due soluzioni. Memorizza queste indicazioni:

• Sempre solubili
• Sali di metalli alcalini (gruppo 1A) e NH₄⁺.
• Composti con NO₃⁻, ClO₄⁻, CH₃COO⁻, o HCO₃⁻.
• Alogeni (Cl⁻, Br⁻, I⁻)
• Quasi tutti solubili tranne quelli di Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺.
• Solfati (SO₄²⁻)
• Solubili, eccetto con Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺.
• Ossidi e idrossidi
• Insolubili, a parte quelli dei metalli alcalini; Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ sono poco solubili.
• Solfuri, carbonati, fosfati
• Insolubili salvo le combinazioni con NH₄⁺ o con i cationi del gruppo 1A.

Tip per l’esercizio
Se due ioni che incontri in soluzione compaiono tra le eccezioni insolubili, prevedi precipitazione e quindi soluzione satura rispetto a quel composto.