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Titolo: Solubilita' dei gas

So che la solubilita' di un gas in un liquido puo' essere molto
variabile da caso a caso, ma non ho idea se esistano coppie
gas-liquido in cui la solubilita' e' bassa come per certi solidi in
certi liquidi.
Altra domanda: quali sono le cause di una bassa solubilita'?
Thx
-- 
Elio Fabri

 Altra domanda: quali sono le cause di una bassa solubilita'?
La bassa solubilità può essere imputata spesso a questioni di bilancio
energetico. Il bilancio si può fare sfruttando le tecniche tipiche della
termodinamica di equilibrio e della termochimica. Si può confrontare lo
stato iniziale con quello finale e costruire un ciclo termodinamico.
Prendiamo per esempio il caso di AgI e scomponiamo la reazione
AgI(s) -> Ag+(aq) + I-(aq)
in
AgI(s) -> Ag+(g) + I-(g) DH =  892 kJ/mol
Ag+(g) -> Ag+(aq)        DH = -475 kJ/mol 
I-(g) -> I-(aq)          DH = -287 kJ/mol
Si può vedere che l'entalpia reticolare del solido supera di oltre 100
kJ/mol la somma delle entalpie di idratazione degli ioni, si può
attribuire a questo la bassissima solubilità.
Volendo si potrebbe approfondire ulteriormente e analizzare i motivi per
cui l'interazione tra le molecole d'acqua e gli ioni di argento e ioduro
siano così deboli paragonate a quelle che si hanno con altri ioni i cui
sali infatti sono molto più solubili. Per razionalizzare questi dati si
può fare affidamento sulla teoria HSAB.
In realtà escludere il contributo entropico è un'approssimazione
grossolana, tant'è che non è raro osservare dissoluzioni endotermiche
considerevoli (caso classico è nitrato di ammonio in acqua). 
La risposta non è molto esaustiva, può comunque servire da spunto.
Ciao.
-- 
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ab...@newsland.it

 Thx

 calcolo del genere, e non saprei farlo).
Non dimentichiamoci che poi l'acqua tende a riorganizzarsi attorno 
all'eventuale molecola apolare disciolta (una specie di solvatazione 
inversa), il che penso richieda un buon contributo entropico, tanto da 
formare clatrati a bassa T e alta p (fondali oceanici).
Tex 


La ragione e' semplice. consideriamo il processo di dissoluzione di eptano
in acqua:
C7H16(l)  --------> C7H16(sol)
dove con "(l)" ho indicato la fase liquida pura, e con "(sol)" la specie in soluzione
acquosa.
Come ti accennavano gli altri, a determinare la solubilita'
di un composto in un solvente, sono le due grandezze termodinamiche entalpia
ed entropia. Quest'ultimo termine apportera' senz'altro un contributo favorevole
all'avanzamento del processo (DS>0), in quanto il sistema sara' tanto piu'
disordinato quante piu' molecole di eptano passano in soluzione.
Al contrario il termine entalpico tede a frenare  (DH<0) la dissoluzione.
La molecola d'acqua e' leggerissima (solo 18 u.m.a.) e a T.A. e' liquida solo
grazie ai legami a idrogeno che riesce a formare. Ogni molecola d'acqua puo'
legarsi (al piu') ad altre 4 molecole di H2O e per rompere ogni legame ad H
occorrono circa 5 kcal/mole. Il passaggio di una molecola di eptano in soluzione
distrugge parte dei legame ad H tra le molecole di H2O. Questa molecola a forma
di "vermiciattolo", per poter passare nella fase acquosa, deve insediarsi tra le
molecole d'acqua rompendo parte dei legami a H che avevano formato.
Le nuove forze di legame che si stabiliscono tra la molecola di eptano e quelle
di acqua e' di tipo dipolo-dipolo indotto, molto blande come energie, e praticamente
trascurabili se paragonate con quella di un legame a H (mi pare siano dell'ordine di
1/10 : 1/100 di kcal/mole).
La formuletta per il calcolo della solubilita' a partire dai dati termodinamici DH^0
e DS^0 e':
[A] = exp(-(DH^0-T*DS^0)/(R*T))
dove con [A] indico la concentrazione molare nella fase acqosa. R e' la costante gen.
dei gas,  DH^0 e DS^0 sono, rispettivamente, entalpia ed entropia molare standard
della specie A disciolta in acqua.
Non credo che la formula ti sia molto utile ai fini pratici, dato che e' molto piu'
semplice reperire dati di solubilita' piuttosto che valori termodinamici.
Ciao
P.S. a proposito della solubilita' dell'O2 in un etere fluorurato (C8F16O) il mio
vademecum riporta una solubilita' impressionante: ben 488 ml/litro a 25 °C e
P=1atm!

> (C8F16O) il mio vademecum riporta una solubilita' impressionante: 
 >> ben 488 ml/litro a 25 °C e P=1atm!
Invece ho notato che la solubilta' vari in maniera impressionante con la 
temperatura, non credevo che un passaggio da 0 a 50°C la solubilità 
dell'ozono in acqua fosse 25 volte maggiore, come per il propano che 
(sempre in acqua) da 2 a 18°C raddoppia!
Ciao
	Mavimo
-- 
http://mavimo.netsons.org

 Boh ! Quante cose strane si trovano
Quoto ;)


"Soviet_Mario" <Sov...@MIR.CCCP> ha scritto nel messaggio
news:lL2Kg.90858$zy5.1...@twister1.libero.it...

Qui ho solo la pefluoro tributilammina (C4F9)3N. il valore riportato e'
390 ml/litro a 25° e P=1atm. Piu' bvasso del precedente.
Ciao.

 responsabilità! :)
Eh no, la responsabilità è tua non del Perry.:-)) Sul Perry vengono
riportati i valori delle costanti di Henry al variare della
temperatura, non le solubilità. Siccome la legge di Henry è p = Hx -
dove p è la pressione parziale del soluto, H la costante di
proporzionalità e x la frazione molare del soluto nella soluzione
liquida - se H(T) è crescente monotona la solubilità diminuirà
all'aumentare di T. Infatti anche per tutti gli altri gas i valori di H
aumentano all'aumentare di T, l'unica eccezione riportata è il caso
dell'elio, in cui il valore di H diminuisce leggermente all'aumentare
di T. Ma non credo che quel dato sia molto affidabile. Sul CRC Handbook
of Chemistry and Physics riporta dati molto più recenti e l'anomalia
scompare. Comunque sul Perry non si capisce bene quale unità di misura
usi per esprimere H.
Se la solubilità aumentasse col crescere della temperatura non sarebbe
una violazione della legge di Henry, che non riguarda la temperatura.
Significherebbe piuttosto che il processo di solubilizzazione del gas
sia endotermico.

 usi per esprimere H.
MI cospargo il capo di cenere... in ogni caso mi stupisce quanto vari la 
capacità di solubilizzare gas con le T.


 aeriforme in una fase condensata,
???
Non riesco a capire perche' la variazione di entropia del progesso
O2(g) ------> O2(sol)
debba essere minore di 0.
Consideriamo un recipiente che contiene, inizialmente, entrambe le fasi
solvente PURO e O2 gas. Le due fasi sono separate da un serto impermeabile
che impedisce il discioglimento di O2. Ad un certo punto pratichiamo un foro
al serto e il gas comincia a sciogliersi nel solvente.
All'equilibrio, parte nel gas occupa anche il compartimento dove prima vi era
solo solvente. D'altra parte, anche il solvente occupera' una piccola porzione
del compartimento del gas (per via di un seppur minimo rigonfiamento). A questa
reciproca espansione (isoterma), IMHO, corrisponde un aumento di entropia e
non una diminuzione.
Trascurndo l'effetto del solvente, la trasformazione e' simile ad un'espansione
isoterma di gas che va ad occupare un compartimento vuoto con la pressione
P'<P, dove P e' la pressione, costante per tutta la durata della trasf., del secondo
compartimento.
La dimostrazione vista come concatenazioni di trasformazioni reversibili l'ho pensata,
ma non l'ho ancora verificata. Se il mio ragionamento non vi convince, quando
avro' un po' di tempo mi ci metto. :-)
cia'

 de-soluzione.
Forse non ci siamo capiti. Tu dicevi che l'aumento della solubilità
all'aumentare della temperatura sarebbe una violazione della legge di
Henry. Io facevo notare che la legge di Henry dice solo che la
solubilità è proporzionale alla pressione parziale del gas, a
temperatura costante; non dice nulla riguardo alla variazione della
solubilità al variare della temperatura. Piuttosto, dicevo, un aumento
della solubilità all'aumentare della temperatura significherebbe che
per quel caso la dissoluzione è endotermica. Ciò costituirebbe un
fenomeno anomalo? Sì, ci si aspetterebbe che la dissoluzione di un gas
in acqua sia un processo esotermico e infatti, se si escludono i dati
dell'elio riportati dal Perry, tutti i dati che ho a disposizione
confermano le attese. Sarebbe un fatto anomalo che però non c'entra
con Henry.
Ma consideriamo il caso dell'elio. Il Perry riporta una diminuzione
della costante di Henry all'aumentare della temperatura, una
diminuzione molto leggera. Ciò significherebbe che la solubilità
aumenta in quell'intervallo di temperature. Io considero quei dati con
molto sospetto, infatti sono smentiti dal CRC Handbook, ma se ci si
aspettava un dato controcorrente era proprio all'elio a cui bisognava
guardare.
Una dissoluzione endotermica sarebbe coerente con un valore molto basso
della solubilità e si potrebbe pensare che la driving force della -
piccolissima - dissoluzione sia di natura entropica. A giustificazione
di una tale supposizione si potrebbe fare il seguente discorso, non
troppo rigoroso:
Consideriamo la variazione dell'entropia del sistema nel processo di
solubilizzazione come somma dei contributi
DS = DS(fase gas) + DS(fase liquida)
vediamo prima la fase gassosa
DS(fase gas) = -Dn(He,g)S°,m(He) + Dn(H2O,g)S°,m(H2O,g) + DS[mixing]
-Dn(He,g)S°,m(He) è un contributo sicuramente negativo ed è dovuto
alla diminuzione di elio in fase gassosa. Da notare che tra tutti i gas
l'elio è quello con la minore entropia molare e con differenze di
tutto riguardo rispetto agli altri (-3,5% di H2; -18,5% di Ar; -33,2%
di H2O; -38,5% di O2). Quindi per questo gas l'effetto di diminuzione
delle moli in fase gassosa è inferiore rispetto agli altri casi.
Dn(H2O,g)S°,m(H2O,g) è il contributo dovuto alla variazione delle
moli di acqua allo stato di vapore, in virtù della dissoluzione
dell'elio nella soluzione. Stando alla legge di Raoult dovrebbe essere
anch'esso negativo, ma la legge di Raoult è stata osservata per
miscele di liquidi e presenta poche deviazioni solo se i liquidi sono
particolarmente affini, questo non è proprio il caso. Stimare il segno
di questo contributo mi sembra molto difficile. Non escluderei che la
presenza di piccole quantità di He in soluzione possa aumentare la
tensione di vapore dell'acqua. Ricordando che S°,m(H2O,g) > S°,m(He),
l'aumento di H2O(g) avrebbe un peso non da poco nel bilancio
complessivo.
DS[mixing] è per tener conto che i due gas sono presenti in miscela,
mentre i due contributi precedenti considerano i gas indipendentemente.
L'entropia della miscela è superiore rispetto ai gas separati e
aumenterà se le concentrazioni diventano simili. Quindi questo
contributo sarà positivo se il rapporto n(He)/n(H2O,g) diminuirà,
sarà negativo se aumenterà.
Determinare il segno del contributo DS(fase liquida) non mi sembra
facile. Gli atomi di elio potrebbero intrufolarsi tra la struttura a
ghiaccio dell'acqua scacciando le molecole di H2O che occupano le
cavità. Vi sarà così un aumento del rapporto tra il numero di
molecole d'acqua "strutturate" e interstiziali, con conseguente
diminuzione dell'entropia. Oppure gli atomi di elio sarebbero così
pochi e interagirebbero così debolmente con l'acqua che l'effetto
dominante su DS(fase liquida) sarebbe quello del mixing con conseguente
aumento dell'entropia. Boh
Il segno di DS potrebbe variare in funzione di Dn(He). Potrebbe essere
positivo per quantità molto piccole di Dn(He) per poi assestarsi sugli
attesi valori negativi appena [He(aq)] superi una bassissima soglia.
Ciao

 non ci ingarro molto, posso benissimo avere preso una cantonata.
Io sono del parere che chi e' ferratissimo in ogni cosa, deve essere una persona
talmente noiosa da annoiare anche egli stesso. :-)
Ciao.


Non è che mi torna tanto. Se ho ben capito la notazione, S_gas(P') è
l'entropia molare del gas quando si trova in soluzione, mentre S_gas(P)
è l'entropia molare quando si trova allo stato gassoso. Se è così
non sembra molto scontato che (S_gas(P') - S_gas(P)) sia maggiore di
zero, anzi mi aspetto che normalmente sia negativo. L'entropia del gas
gas di norma sarà superiore dell'entropia del gas in soluzione.
Ciao.

Grazie a tutti per le risposte.
Vedo anche che ho stimolato una bella discussione :)
Confesso che buona parte dei vostri argomenti termodinamici faccio
fatica a seguirli, ma mi riservo di tornarci quando lo avro' studiati
meglio ;-)
Ora vorrei solo fermarmi sulla "anomalia dell'elio".
Ma e' proprio sicuro che ci sia? Vi riporto una tabella dal solito CRC
Handbook(pag. 6-3) dell'ed. 92-93), che riporta la solubilita' come
frazione molare, in H2O per diversi gas, a 1 atm e diverse temperature.
He:
T = 288.15 K    X1 = 7.123x10^(-6)
     293.15           7.044
     298.15           6.997
     303.15           6.978
     308.15           6.987
Come si vede, la solubilita' diminuisce, come mi aspettavo, anche se
piuttosto poco.
Nella stessa tabella ci sono le solubilita' degli altri gas nobili e
si vede che crescono con la massa, fino a 2.299x10^(-4) per il radon
(a 15^C).
Si nota anche che la diminuzione con la temperatura e' via via piu'
marcata, che mi fa pensare a un Delta G di soluzione negativo e
progressivamente crescente, mentre e' quasi nullo per He.
-- 
Elio Fabri


No, molto probabilmente non c'è l'anomalia dell'elio. Nei miei post lo
dicevo, proprio in base agli stessi dati che riporti tu (io ho un'altra
edizione del CRC Handbook ma i dati mi sembrano gli stessi, dovrebbero
provenire entrambi da uno studio del 1979). La presenuta anomalia era
per i dati riportati dal Perry, che però risalgono agli anni '50 e
probabilmente sono meno accurati. Il caso dell'elio è il più
difficile da studiare (valori tra i più bassi della solubilità,
valori tra i più bassi dell'entalpia di dissoluzione, difficoltà
analitiche maggiori rispetto agli altri gas) ed è comprensibile che vi
possano essere errori. Ciao.

Ciao.
Eccovi la dimostrazione:
Ho pensato di scomporre la trasformazione:
O2(gas) ------->  O2(sol)
in due processi reversibili ed uno irreversibile.
Inizialmente abbiamo il compartimento contenente il solvente puro (comp.1)
separato mediante una lamina impermeabile dal compartimento che contiene il
gas (comp.2).
Una delle pareti del (comp.2) e' sostituita da un pistone che scorre lungo un
cilindro.
********************************************************
Fssiamo un po' di valori:
P = pressione in comp.2
T = temperatura del sistema (costante per tutta la trasformazione)
Vi = volume del comp.2 allo stato iniziale
Vx= volume della frazione di gas (alla pressione P) che si e' disciolta nel solvente
        alla fine della trasformazione
Vi-Vx = volume del comp.2 alla fine della trasformazione.
n_tot=numero di moli totali del gas (presenti in entrambi i comp.)
n(V) = numero di moli presenti nel comp.2, cioe' in fase gas, quando il volume disponibile
e' V
n_d(V) = numero di moli di gas disciolti in soluzione (che e' funzione di V)
a = numero di moli di solvente
DH_sol_tot = variazione di entalpia totale (non molare) del processo di solubilizzazione
DH_sol_3 = variazione di entalpia totale (non molare) del processo di solubilizzazione
                    della trasf. 3
*********************************************************
Le 2 sottotrasformazioni reversibili e quella irreversibile in cui ho scomposto il
processo
sono:
1- espansione isoterma reversibile da Vi a Vf (Vf arbitrario).
2- foratura della lamina e solubilizzazione irreversibile di parte del gas nel solvente.
3- compressione isoterma reversibile da Vf a Vi-Vx.
Le trasformazioni sono tali per cui le pressioni: P iniziale di 1 e P finale di 3
coincidono.
Poiche' l'entropia e' funzione di stato, la variazione di entropia totale del processo
sara' la somma delle variazioni di entropia delle singole sotto-trasformazioni:
DS_tot = DS_1 + DS_2 + DS_3
in cui:
DS_1 = int(da Vi a Vf)[P_1(V)/T dV]
DS_2 = per il momento non lo sappiamo calcolare perche' la trasf. e' irreversibile
DS_3 = int(da Vf a Vi-Vx)[P_3(V)/T dV] + DH_sol_3/T
dove P_1(V) pressione in funzione di V durante la trasformazione 1.
Analogamente per P_3(V)
Da cui, supponendo che il gas sia ideale (PV=nRT) avremo:
DS_1 = int(da Vi a Vf)[n_tot*R/V dV]
DS_3 = int(da Vf a Vi-Vx)[n(V)*R/V dV] + DH_sol_3/T
Quindi
DS_tot = int(da Vi a Vf)[n_tot*R/V dV] + DS_2 +
                +    int(da Vf a Vi-Vx)[n(V)*R/V dV] + DH_sol_3/T
Notiamo come DS_2 tende a 0 per Vf che tende ad infinito. Dopo la prima trasformazione
infatti, praticando il foro, si osservera' la solubilizzazione del gas nel solvente solo
se la pressione ha un valore maggiore di 0, ma questo non si ha se il volume e' infinito.
Sotto questa ipotesi (Vf --->oo), anche DH_sol_3 tende a DH_sol_tot, dato che il
passaggio 2 non e' una vera e propria trasformazione, nel senso che non succede nulla,
il gas non si scioglie nel solvente. Cioe' dopo aver praticato il foro, tutte le grandezze
termodinamiche non variano il loro valore.
Ordunque:
DS_tot =  lim(Vf-->oo) [int(da Vi a Vf)[n_tot*R/V dV] +
                + int(da Vf a Vi-Vx)[n(V)*R/V dV] + DH_sol_tot/T]
Per risolvere gli integrali dobbiamo conoscere la funzione n(V). Questa ce la possiamo
ricavare dalla legge di Henry:
P = K*x_m = K*n_d(V)/(a+n_d(V))
Al solo scopo di semplificare il calcolo, nel caso in cui: n_d(V) < n_d(Vi) <<< a,
possiamo assumere:
P = K*n_d(V)/a
che, applicato al nostro sistema diventa:
n(V)*R*T/V=K*(n_tot-n(V))/a
da cui
n(V) = n_tot*KV/(aRT+KV) = n_tot*V/(aRT/K+V)
Andando a sostituire nell'espressione del limite per Vf--->oo,
e considerando che int[dx/(g+x)]=ln(|g+x|) + c:
DS_tot =  lim(Vf-->oo) [    n_tot*R*(ln[Vf/Vi] +
                + ln[((aRT/K)+Vi-Vx)/((aRT/K) + Vf)]    ] + DH_sol_tot/T
DS_tot =  lim(Vf-->oo) [    n_tot*R*(ln[Vf/Vi  *
((aRT/K)+Vi-Vx)/((aRT/K) + Vf)]    ]    +  DH_sol_tot/T
DS_tot =  lim(Vf-->oo) [    n_tot*R*(ln[Vf / ((aRT/K) + Vf) *
* ((aRT/K)+Vi-Vx)/Vi]    ]    +  DH_sol_tot/T
ora:  lim(Vf-->oo)[Vf / ((aRT/K) + Vf)]--->1  e rimane:
DS_tot =  n_tot*R*ln[((aRT/K)+Vi-Vx)/Vi]  +  DH_sol_tot/T
DS_tot =  n_tot*R*ln[(aRT/ViK) + 1 - Vx/Vi]   +  DH_sol_tot/T
dato che:
Vx/Vi = (n_tot - n(Vi))/n(Vi)
Vx/Vi = n_tot/n(Vi) - 1 = aRT/KVi -1
Che sostituito nell'ultima espressione di DS da:
DS_tot =  n_tot*R*ln[2]   +  DH_sol_tot/T
Adesso ln[2]>0, e per ipotesi (vedi inizio post)
DH_sol_tot >=0
dunque
DS_tot > 0  C.V.D.
sotto le ipotesi:
-K piccola (a<<n_d)
-rigonfiamento del solvente trascurabile.
-gas a comportamento ideale.
Qualcuno si vuole divertire nel ricontrollare i calcoli?
:-)

 :-)
 L'invito e' ancora valido.


Bho' io ho intuito il contrario (DS_tot>0)... Salvo errori nei calcoli.:-)
Ciao.
[cut]

> :-)
Ho dato una lettura veloce al tuo post e nun me piace pe' niente. Per
esempio
DS_3 = int(da Vf a Vi-Vx)[P_3(V)/T dV] + DH_sol_3/T
che ci fa DH in questa formula? stiamo considerando la variazione di
entropia del sistema, quello sarebbe un contributo a quella
dell'ambiente.
Comunque, ti riporto i dati sperimentali delle variazioni di entropia
riferite al processo di solvatazione in acqua
M(g) -> M(aq)
i dati sono in J K^-1 mol^-1
He     -67,49
H2     -72,94
Ne     -76,29
N2     -95,80
CO    -95,04
CO2   -96,17
O2     -96,19
Come previsto nell'altro post, il valore dell'elio è inferiore a
quello degli altri gas, ma è comunque sempre abbondantemente negativo.
I dati li ho presi qui - 
http://geopig.asu.edu/supcrt92_data/slop98.dat
- occhio che sono tutti in cal, compresi DG e DH.

- occhio che sono tutti in cal, compresi DG e DH.
La fonte che fornisci e' un file di input di un programma, i dati sono poco chiari
e non sono riportate le condizioni di misura. Ci sono un sacco di numeri senza
alcuna indicazione.Presumo quindi che tu abbia quel programma. Da dove lo hai scaricato?
Sono riuscito comunque a localizzare il valore di entropia che dovrebbe essere quello
riportato nella 1° riga di numeri-terza colonna di ogni sostanza.
Ad ogni modo "la tua fonte nun me piace pe' niente"... :-)
Ad esempio, a quale temperatura e pressione sono state misurate le grandezze?
Sei sicuro che i valori riportati si riferiscono tutti alle medesime condizioni di T e P?
Poi tu hai considerato solo la variazione di entropia del gas... e quella del solvente
H2O?
Nei miei calcoli, anche se sono approssimatvi, ho tenuto conto di entrambe.
cia'.

 H2O?
Il fatto che la DG del processo M(g) -> M(aq) coincida con la DG di
formazione di M(aq), quando M è un elemento (He, Ne, H2, N2, O2) e con
DG(aq) - DG(g) quando è un composto (CO, CO2), direi che sia una prova
sufficiente per dire che la variazione di entropia di H2O non
contribuisca in modo significativo.
Comunque se riesci a metter le mani su altri dati ben vengano. Ciao.

 solo la variazione di entropia del sistema?
Scusa, come non detto, hai considerato la trasformazione reversibile.
Comunque ci sarà qualcos'altro che non va. Se avrò tempo/voglia
vedrò che cos'è, forti sospetti ci sono sulla scelta del percorso.

 dovrebbero provenire entrambi da uno studio del 1979).
Beh, a guardar bene la tabella qualcshe anomalia c'e'...
Fra 30 e 35^C la solubilita' aumenta leggermente, e questo lascia
pensare che a temperatura piu' alte aumenterebbe ancora.
Mi piacerebbe poi capire perche' la solubilita' dei gas nobili cresca
regolarmente e notevolmente. Mi sarei aspettato l'opposto: atomi piu'
piccoli piu' solubili...
 
-- 
Elio Fabri

 ha scritto nel messaggio
news:1157564054.3...@d34g2000cwd.googlegroups.com...


Se me lo controlli mi fai un piacere, visto che tra qualche mese dovro'
sostenere l'esame di termodinamica. Sono proprio curioso di sapere
dove ho toppato.
Cioa.

 contribuisca in modo significativo.
NO non e' una prova, ma e' un fatto scontato.
1- Com'e' definito il DG di formazione di M(aq) dove M e' un elemento?
Risposta: e' il DG del processo M(g) -> M(aq).
2- Com'e' definito il DG di formazione di M(aq) dove M e' un composto?
Risposta: e' il DG del processo M(g) -> M(aq).
cioe': DG(aq) - DG(g)
ciao.


Quello è un fatto scontato ma non è ciò che volevo sottolineare,
probabilmente non mi sono espresso in maniera chiara. Lasciamo perdere
la distinzione tra elementi e composti, quella era solo una nota per
amor di precisione. Consideriamo solo gli elementi; quello che volevo
far notare era che il DG del processo M(g) -> M(aq) coincide con il DG
di formazione di M(aq), quindi il DG della reazione dipende solo dal
soluto.
Questo, oltre a poter esser giustificato teoricamente basandoci
sull'elevatissima diluizione della soluzione risultante, è verificato
attraverso la relazione
X = {exp[-DG/RT]}/55,6
dove X è la solubilità sperimentale espressa come frazione molare.
Anche l'entalpia di reazione può essere allora fatta coincidere con
l'entalpia di formazione di M(aq) e l'entropia di reazione potrà
essere considerata come 
DS = S_m(M,aq) - S_m(M,g)

> Non uso un newsreader, uso google groups.
Allora è "colpa tua". Ha questa spiacevolissima (per chi risponde) 
caratteristica.
Tex 


Non ci avevo fatto caso. Sul CRC sono riportati anche i parametri della
formula
lnX = A + 100B/T + Cln(T/100)
validi nell'intervallo 0 - 75°.
Ho riportato in grafico l'espressione per alcuni gas, ho messo il
risultato all'indirizzo
http://skepticalchemist.googlepages.com/solubilitàdeigas
Nell'intervallo considerato, per tre gas, He, Ne e H2, si ha un minimo
di X(T), rispettivamente a 31, 50 e 54°C. Gli altri gas non presentano
un minimo nell'intervallo di validità della formula.
Per poter spiegare la cosa da un punto di vista termodinamico
bisognerebbe sapere come varia l'entalpia di solvatazione con la
temperatura e quindi conoscere i valori delle capacità termiche e come
variano in funzione di T.

Busto Brewers ha scritto:

Ma non dipenderà anche da Outlook? Succede anche a chi usa altri
newsreader?