Soluții și solubilitate
Dizolvarea, concentrația și proprietățile soluțiilor. Capitolul explică regula similitudinii structurale, mecanismul intim al dizolvării în apă, bilanțul energetic al dizolvării, diferența dintre viteza de dizolvare și solubilitate, cele trei formule de concentrație folosite constant la admitere și aplicațiile clinice ale soluțiilor izotone.
Amestecuri și soluții — definiții și rol
O substanță chimică poate exista în stare pură (un singur tip de particule) sau în amestec — două sau mai multe substanțe aflate în contact direct, care nu reacționează chimic între ele.
A. Clasificarea amestecurilor
Amestecuri omogene (soluții): formate dintr-o singură fază (monofazice), cu aceeași compoziție și aceleași proprietăți în toată masa lor; componentele nu se pot distinge nici cu ochiul liber, nici la microscop. Exemple: saramura (sare și apă), amestecul ulei–benzină, aerul, aliajele metalice.
Amestecuri eterogene: polifazice, cu compoziție și proprietăți diferite în puncte diferite ale masei lor. Exemple: apă cu nisip, emulsia proaspătă de ulei cu apă.
B. Ce este o soluție
Soluția este un amestec omogen format din două sau mai multe substanțe, obținut în urma unui proces fizico-chimic spontan numit dizolvare (sau solubilizare). O soluție are întotdeauna două tipuri de componente:
Solventul (dizolvantul): substanța în care are loc dizolvarea; de regulă, se află în cantitate mai mare în soluție.
Solvatul (solutul / dizolvatul / solvitul): substanța care se dizolvă; de regulă, se află în cantitate mai mică decât solventul.
Dizolvarea are, de fapt, două componente distincte: una fizică — difuzia particulelor de solvat printre cele de solvent, urmată de hidratarea/solvatarea lor — și, pentru anumite substanțe, una chimică — ionizarea solvatului sub acțiunea solventului. Cele două sunt detaliate în secțiunea 3.
Regula similitudinii structurale — „asemănătorul dizolvă asemănător"
Pentru ca o substanță să se dizolve în alta, particulele lor trebuie să fie compatibile din punct de vedere structural și al forțelor intermoleculare. Această compatibilitate este guvernată de regula similitudinii structurale:
| Tip de solvat | Compatibilitate cu solvenții | Exemple de solvenți |
|---|---|---|
| Substanțe ionice | Se dizolvă ușor în solvenți foarte polari, cu moleculă mică | Apa (H₂O) |
| Molecule polare | Se dizolvă excelent în solvenți polari | H₂O, NH₃, acetonă, alcooli (R–OH), acizi carboxilici (R–COOH) |
| Molecule nepolare | Se dizolvă în solvenți nepolari sau slab polari | CCl₄, CS₂, benzen (C₆H₆), toluen, xileni, eteri, esteri, cloroform (CHCl₃) |
🧪 Structuri chimice implicate — solvenți polari și nepolari
A. Miscibilitate
Miscibile: două lichide complet solubile unul în altul, în orice proporție (de exemplu, apă + etanol).
Nemiscibile: două lichide care nu se dizolvă unul în celălalt și formează straturi separate (de exemplu, apă + ulei).
B. Cazuri mixte
Unele substanțe nepolare se pot dizolva parțial în solvenți polari, datorită unor interacțiuni induse — de exemplu, dioxidul de carbon (CO₂) în apă, sau iodul (I₂) în alcool, formând tinctura de iod.
🧪 Structuri chimice implicate — cazuri mixte
Deși sunt substanțe ionice, există compuși care nu se dizolvă în apă, deoarece energia de rețea cristalină este prea mare: sulfați insolubili (CaSO₄, BaSO₄, PbSO₄), carbonați insolubili (CaCO₃, MgCO₃, BaCO₃), halogenuri insolubile (AgCl, AgBr, AgI — cu excepția AgF, care este solubil — și PbX₂), plus Ca₃(PO₄)₂, majoritatea hidroxizilor și sulfurilor metalelor grele, și unii fosfați ai metalelor tranziționale.
Rețelele atomice și metalice: structurile cristaline cu rețele atomice formate din nemetale unite prin legături covalente foarte puternice (diamantul, grafitul, siliciul) sau rețelele metalice nu se dizolvă în niciun solvent obișnuit — legăturile din rețea sunt pur și simplu prea puternice pentru a fi rupte de interacțiunile cu solventul.
Mecanismul dizolvării în apă
Apa este un dipol permanent: oxigenul, puternic electronegativ, atrage norul electronic și dobândește o sarcină parțial negativă (δ⁻), în timp ce atomii de hidrogen capătă o sarcină parțial pozitivă (δ⁺). Această polaritate stă la baza mecanismului de dizolvare.
A. Dizolvarea compușilor ionici (disocierea electrolitică)
Când un cristal ionic (de exemplu, NaCl) intră în contact cu apa, dipolii de apă se orientează în jurul ionilor periferici de la suprafața cristalului: oxigenul (polul negativ) se orientează spre cationii de sodiu (Na⁺), iar hidrogenul (polul pozitiv) se orientează spre anionii de clorură (Cl⁻). Se stabilesc interacțiuni ion-dipol. Când aceste forțe de atracție devin mai puternice decât forțele electrostatice din rețeaua cristalină, ionii se desprind din cristal și trec în soluție. În soluție, fiecare ion este înconjurat de o „manta" de molecule de apă — proces numit hidratare.
🧪 Structuri chimice implicate
B. Dizolvarea substanțelor cu moleculă polară
Când solvatul este format din molecule polare, inițial se stabilesc interacțiuni dipol-dipol sau legături de hidrogen între solvat și solvent. În funcție de structura internă a solvatului, există trei scenarii posibile:
| Scenariu | Ce se întâmplă | Tip de soluție rezultată | Exemple |
|---|---|---|---|
| A. Ionizare completă | Moleculele polare ale solvatului disociază complet în ioni, care se hidratează prin legături ion-dipol noi | Electrolit tare (conduce excelent curentul electric) | Acizi tari (HCl, HNO₃, H₂SO₄) |
| B. Ionizare parțială | Doar o parte din molecule disociază în ioni (care se hidratează); restul rămân molecule neutre, hidratate prin dipol-dipol sau legături de hidrogen | Electrolit slab | Acizi și baze slabe (CH₃COOH, NH₃) |
| C. Fără ionizare | Moleculele solvatului nu ionizează, dar sunt hidratate prin interacțiuni fizice dipol-dipol sau legături de hidrogen | Neelectrolit (nu conduce curentul electric) | Alcooli (metanol, etanol, glicerină), zaharuri (glucoză, zaharoză) |
Moleculele polare de apă înconjoară prin interacțiuni dipol-dipol molecula de HCl, orientându-se cu polii de semn opus. Această „tragere" electrostatică din ambele direcții determină ruperea (ionizarea) moleculei de HCl, cu formarea ionilor de hidroniu (H₃O⁺) și clorură (Cl⁻), care sunt imediat hidratați: HCl + (1 + x + y) H₂O → H₃O⁺·xH₂O + Cl⁻·yH₂O.
🧪 Structuri chimice implicate — cele trei scenarii de dizolvare
C. Electroliți și neelectroliți
Ca o soluție să conducă curentul electric, în ea trebuie să existe ioni mobili. De aceea, acizii, bazele și sărurile — atât în soluție, cât și topite — conduc curentul electric și se numesc electroliți, datorită mobilității ionilor lor. Substanțele care rămân, la dizolvare, sub formă de molecule neutre (de exemplu, alcoolii, zaharurile) nu conduc curentul electric și se numesc neelectroliți.
Termodinamica dizolvării (efecte termice)
Procesul global de dizolvare trece întotdeauna prin două etape energetice distincte, al căror bilanț determină comportamentul termic al soluției:
Etapa 1 (endotermă, consum de energie E₁): desprinderea și îndepărtarea particulelor de solvat unele de altele (ruperea legăturilor intermoleculare sau a rețelei cristaline). Necesită absorbție de căldură: ΔH₁ > 0.
Etapa 2 (exotermă, eliberare de energie E₂): solvatarea/hidratarea particulelor libere de solvat, prin formarea de noi interacțiuni cu moleculele de solvent. Are loc cu degajare de căldură: ΔH₂ < 0.
În funcție de bilanțul energetic dintre E₁ și E₂, procesele de dizolvare se clasifică astfel:
| Tip dizolvare | Bilanț energetic | Efect observat | Exemple |
|---|---|---|---|
| Exotermă | E₁ < E₂ (se eliberează mai multă energie decât se consumă) | Soluția se încălzește puternic | NaOH, KOH, HCl, H₂SO₄, HNO₃, Na₂CO₃, K₂CO₃, CaCl₂, KF (inclusiv detergenții dizolvați în apă) |
| Endotermă | E₁ > E₂ (se consumă mai multă energie decât se eliberează) | Soluția se răcește vizibil | KNO₃, NaNO₃, NH₄NO₃ (folosit în pungile de gheață instant), NH₄Cl, KBr |
| Atermică | E₁ ≈ E₂ (efecte compensate) | Temperatura rămâne practic neschimbată | NaCl, KCl |
🧪 Structuri chimice implicate
Viteza de dizolvare și solubilitatea
Este esențial să faci o distincție clară între viteza de dizolvare (cât de repede se dizolvă o cantitate de solvat) și solubilitate (cantitatea maximă de solvat care se poate dizolva stabil, la o anumită temperatură).
A. Factorii care influențează viteza de dizolvare
| Factor | Cum acționează |
|---|---|
| Agitarea amestecului | Îndepărtează mecanic particulele de solvat deja desprinse din jurul cristalului, aducând în contact cu acesta molecule proaspete de solvent |
| Mărirea suprafeței de contact (gradul de fărâmițare) | Transformarea unui solid într-o pulbere fină expune o suprafață mult mai mare acțiunii solventului, accelerând desprinderea particulelor |
| Temperatura | Crește energia cinetică a moleculelor, intensificând difuzia — favorizează în special dizolvările endoterme |
B. Solubilitatea (S)
Solubilitatea (S) este proprietatea fizică măsurabilă a unei substanțe de a se dizolva într-un anumit solvent și se exprimă prin cantitatea maximă de substanță care se poate dizolva în 100 g de solvent, la o temperatură dată. Solubilitatea este, de fapt, tot o concentrație — doar exprimată într-un mod standardizat, care permite compararea directă a solubilității unor substanțe diferite.
Exemplu, la 20 °C, în 100 g de apă: S(zahăr) = 200 g, S(NaCl) = 35,8 g, S(AgCl) = 14·10⁻⁶ g — o diferență de ordine de mărime care ilustrează cât de radical variază solubilitatea de la o substanță la alta.
| Tip | Interval solubilitate (S, g/100 g apă) | Exemple |
|---|---|---|
| Ușor solubile | S > 1 | zahăr, NaCl, azotații metalelor (toți azotații sunt solubili!) |
| Puțin solubile | 0,01 < S < 1 | gips (CaSO₄·2H₂O), hidroxid de calciu Ca(OH)₂ |
| Greu solubile / insolubile | S < 0,01 | BaSO₄, AgI, PbI₂ |
🧪 Structuri chimice implicate
C. Factorii care influențează valoarea solubilității
Natura solvatului și a solventului: guvernată de regula similitudinii structurale (secțiunea 2) — compatibilitatea polar/nepolar.
Temperatura: pentru substanțe solide și lichide, solubilitatea crește, de regulă, odată cu creșterea temperaturii (dizolvarea lor fiind, de regulă, un proces endoterm). Excepție importantă pentru admitere: solubilitatea NaCl în apă este aproape constantă cu temperatura, efectul termic fiind neglijabil. Pentru gaze, solubilitatea în apă scade cu creșterea temperaturii (moleculele gazoase dobândesc energie cinetică și părăsesc soluția).
Presiunea: influențează exclusiv solubilitatea gazelor — aceasta crește odată cu creșterea presiunii gazului de deasupra soluției (Legea lui Henry).
Clasificarea soluțiilor
A. După starea de agregare a solventului
| Tip | Descriere | Exemplu |
|---|---|---|
| Soluții lichide | Cele mai numeroase — solventul este lichid, iar solvatul poate avea orice stare de agregare | Saramura |
| Soluții gazoase | Solventul este un gaz | Aerul |
| Soluții solide | Solventul este solid | Unele aliaje metalice |
B. După gradul de saturație
Soluție nesaturată: se mai poate dizolva o cantitate suplimentară de solvat, la temperatura respectivă. Poate fi diluată (cantitate relativ mică de solvat) sau concentrată (cantitate relativ mare de solvat).
Soluție saturată: conține cantitatea maximă de substanță dizolvată la o anumită temperatură. Orice cantitate suplimentară adăugată nu se mai dizolvă și se depune la fundul vasului ca decant (precipitat).
Amestec suprasaturat: conține mai mult solvat decât ar trebui să poată dizolva stabil la acea temperatură. Este o stare extrem de instabilă, obținută prin răcirea lentă și ferită de agitație a unei soluții saturate la cald. La o simplă atingere sau la adăugarea unui „cristal-sămânță", excesul precipită instantaneu.
Nu confunda noțiunile „saturată" și „concentrată"! O soluție saturată poate fi extrem de diluată, dacă solubilitatea substanței este infimă (de exemplu, o soluție saturată de AgCl conține doar 1,4·10⁻⁶ g de sare la 100 g de apă — este extrem de diluată, dar perfect saturată). Invers, o soluție dintr-o substanță foarte solubilă poate fi foarte concentrată, dar încă nesaturată (se mai poate dizolva solvat în ea). Cele două clasificări — după cantitatea de solvat, respectiv după gradul de saturație — nu se suprapun automat.
Concentrația soluțiilor — formulele de lucru
În problemele de admitere la Medicină, stăpânirea formulelor de concentrație și capacitatea de a face calcule rapide, fără calculator, reprezintă un element cheie.
A. Concentrația procentuală masică (c%)
Reprezintă masa de substanță dizolvată (md) în 100 de părți de masă de soluție (ms):
Dacă solutul și solventul au aceeași stare de agregare (de exemplu, ambele lichide), concentrația se poate exprima și procentual volumic, în mod analog: c% = (Vd / Vs) · 100.
B. Concentrația molară / Molaritatea (cM sau [ ])
Indică numărul de moli de substanță dizolvată (ν) într-un litru (sau decimetru cub, dm³) de soluție:
Deoarece numărul de moli ν = md / M (unde M este masa molară a solvatului), rezultă formula de lucru:
C. Relația dintre cM și c% prin densitatea soluției (ρs)
Această formulă este o „armă secretă" pentru problemele care cer conversia rapidă a concentrațiilor. Dacă densitatea soluției (ρs) este exprimată în g/cm³ (unitatea de laborator uzuală):
Să înțelegem de unde provine constanta 10, ca să n-o uiți la examen. Densitatea ρs = ms / Vs (în g/cm³), deci ms = Vs · ρs · 1000 (dacă Vs este exprimat în litri, deoarece 1 L = 1000 cm³). Înlocuind ms în formula md = (c% · ms) / 100, obținem: md = (c% · Vs · ρs · 1000) / 100 = c% · Vs · ρs · 10.
Molaritatea cM = md / (M · Vs) = (c% · Vs · ρs · 10) / (M · Vs) = (c% · ρs · 10) / M. Dacă densitatea este deja exprimată în g/L (nu în g/cm³), factorul 10 dispare, iar formula devine cM = (c% · ρs) / (100 · M).
Aplicații clinice
În corpul uman, membranele celulelor (inclusiv ale hematiilor — globulele roșii) sunt semipermeabile, permițând doar trecerea apei (osmoză). Pentru a nu distruge celulele, orice soluție injectată intravenos trebuie să fie izotonă — să aibă aceeași presiune osmotică și concentrație de particule ca și plasma sanguină.
Serul fiziologic: soluție apoasă de NaCl cu concentrația de 0,9% p/v (0,9 g NaCl la 100 mL soluție).
Soluția de glucoză izotonă: are concentrația de 5% p/v.
Pericolul soluțiilor hipotone (de exemplu, apă distilată): apa pătrunde masiv în hematii prin osmoză, pentru a egaliza concentrațiile, determinând umflarea și spargerea lor (hemoliză). Pericolul soluțiilor hipertone (de exemplu, saramură concentrată): apa iese din celule spre mediul exterior, determinând zbârcirea și moartea lor (plasmoliză).
Scafandrii care coboară la adâncimi mari respiră aer sub o presiune mult crescută. Conform legii lui Henry, solubilitatea azotului (N₂) în sânge și în grăsimile din țesuturi crește masiv odată cu presiunea hidrostatică. Dacă scafandrul revine la suprafață prea rapid (decompresie bruscă), presiunea scade brusc, iar azotul dizolvat trece înapoi în stare gazoasă, sub formă de bule microscopice în sânge. Aceste bule pot bloca capilarele (embolie gazoasă), provocând dureri articulare severe, leziuni neurologice sau chiar moartea.
Tratament clinic: introducerea imediată a pacientului într-o cameră hiperbarică, unde se crește presiunea pentru a redizolva azotul, urmată de o decompresie extrem de lentă.
Obiectiv: prepararea a 250 mL de soluție izotonă de NaCl 0,9% (ser fiziologic) și determinarea molarității acesteia.
Se calculează masa de NaCl necesară: md = (0,9 g / 100 mL) · 250 mL = 2,25 g NaCl.
Se cântărește cu precizie masa de 2,25 g NaCl, la balanța analitică. Se introduce sarea într-un balon cotat de 250 mL și se adaugă puțină apă distilată, pentru dizolvare. Se aduce la semn cu apă distilată și se agită pentru omogenizare.
Întrebare de fixare: care este concentrația molară a serului fiziologic preparat (M(NaCl) = 58,5 g/mol)? Răspuns: cM = md / (M · Vs) = 2,25 g / (58,5 g/mol · 0,25 L) = 0,154 mol/L (sau 154 mM).
Exerciții grilă (tip admitere)
1. Se amestecă 200 g soluție de acid sulfuric (H₂SO₄) de concentrație 10% cu 300 g soluție de acid sulfuric de concentrație 40%. Peste amestecul rezultat se adaugă 100 g de apă distilată. Concentrația procentuală finală a soluției obținute este:
A. 20% B. 23,33% C. 25% D. 18% E. 15%
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: B.
Masa de H₂SO₄ pur din prima soluție: (10/100)·200 = 20 g. Din a doua soluție: (40/100)·300 = 120 g. Masa totală de solut: 20 + 120 = 140 g. Masa finală a soluției: 200 + 300 + 100 = 600 g. Concentrația finală: (140/600)·100 = 23,33%.
2. O soluție apoasă de acid acetic (CH₃COOH, M = 60 g/mol) de concentrație 12% are densitatea ρ = 1,05 g/cm³. Concentrația molară a acestei soluții este:
A. 1,2 M B. 2,1 M C. 1,05 M D. 2,4 M E. 0,5 M
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: B.
Se folosește formula rapidă de conversie: cM = (c% · ρs · 10) / M = (12 · 1,05 · 10) / 60 = 126 / 60 = 2,1 M.
3. Care este concentrația molară a unei soluții obținute prin dizolvarea a 11,2 g de hidroxid de potasiu (KOH, M = 56 g/mol) în apă, astfel încât volumul final al soluției să fie de 400 mL?
A. 0,5 M B. 0,2 M C. 1,0 M D. 0,8 M E. 0,1 M
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: A.
Vs = 400 mL = 0,4 L. Numărul de moli: ν = md / M = 11,2 / 56 = 0,2 moli. Molaritatea: cM = ν / Vs = 0,2 / 0,4 = 0,5 M.
4. Care dintre următoarele soluții apoase, toate de concentrație 0,1 M, NU conduce curentul electric?
A. NaCl 0,1 M B. HCl 0,1 M C. Glucoză 0,1 M D. NaOH 0,1 M E. CH₃COOH 0,1 M
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: C.
Glucoza se dizolvă în apă fără ionizare (scenariul C de dizolvare) — rămâne sub formă de molecule neutre, deci soluția ei este un neelectrolit și nu conduce curentul electric. Toate celelalte substanțe listate sunt un acid tare, o bază tare, o sare și un acid slab — toate ionizează (complet sau parțial) și dau soluții electrolitice.
5. O substanță X are solubilitatea S = 0,4 g la 100 g apă, la 20 °C. Cum se clasifică X, din punctul de vedere al solubilității?
A. Ușor solubilă B. Puțin solubilă C. Greu solubilă / insolubilă D. Nu se poate clasifica fără alte date E. Foarte solubilă
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: B.
Substanțele cu 0,01 < S < 1 (g la 100 g solvent) sunt puțin solubile. Cum 0,01 < 0,4 < 1, substanța X se încadrează în această categorie (similar gipsului sau hidroxidului de calciu).
De reținut
O soluție este un amestec omogen format din solvent (de regulă, în cantitate mai mare) și solvat (de regulă, în cantitate mai mică); dizolvarea are o componentă fizică (difuzie, hidratare) și, pentru unele substanțe, una chimică (ionizare).
Regula similitudinii structurale: substanțele ionice și cele cu molecule polare se dizolvă bine în solvenți polari (mai ales apa); substanțele cu molecule nepolare se dizolvă bine în solvenți nepolari.
Compușii ionici se dizolvă în apă prin interacțiuni ion-dipol, care rup rețeaua cristalină și hidratează ionii. Substanțele moleculare polare pot ioniza complet (electroliți tari), parțial (electroliți slabi) sau deloc (neelectroliți), la dizolvare.
Dizolvarea are două etape energetice: desprinderea particulelor de solvat (endotermă, E₁) și solvatarea/hidratarea lor (exotermă, E₂); bilanțul E₁ vs. E₂ determină dacă dizolvarea e, per total, exotermă, endotermă sau atermică.
Viteza de dizolvare crește prin agitare, mărirea suprafeței de contact și creșterea temperaturii; nu trebuie confundată cu solubilitatea (S) — cantitatea maximă de substanță dizolvată în 100 g de solvent, la o temperatură dată.
Solubilitatea solidelor și lichidelor crește, de regulă, cu temperatura (excepție: NaCl, practic constantă); solubilitatea gazelor scade cu temperatura și crește cu presiunea (legea lui Henry).
Soluțiile se clasifică după starea de agregare a solventului (lichide, gazoase, solide) și după gradul de saturație (nesaturată-diluată, nesaturată-concentrată, saturată, suprasaturată) — cele două criterii nu se suprapun automat.