CAPITOLUL 2 Noţiuni extra-analitice privind procesele de separare

CAPITOLUL 2
Noţiuni extra-analitice privind procesele de separare
2.1. Definiţii generale despre solvenţi şi sisteme heterogene
In general, separarea reprezintă o modificare a concentraţiilor relative a unuia
sau mai multor componenţi dintr-o anumită vecinătate, ca urmare a unui transfer de masă
a unor specii chimice dintr-o regiune în alta. Acest transfer atinge un echilibru la un
moment dat şi este caracterizat prin viteza cu care acesta este atins. Sistemele de
separare la echilibru sunt în mod necesar heterogene, implicând o repartiţie a
componenţilor între două sau mai multe faze distincte, numite nemiscibile. Din
multitudinea de sisteme de separare a componenţilor unei probe, extracţiile lichid-lichid şi
lichid-solid au cele mai multe aplicaţii în chimia analitică.
Prin extracţie se înţelege un proces de distribuţie a unei substanţe între două
faze nemiscibile lichide sau între o fază lichidă şi una solidă. Procesul se supune legii
fazelor, formulată de Gibbs:
F + N = K + 2 (2.1)
, unde: F este numărul de faze; N - numărul gradelor de libertate; K - numărul
componentelor. [11]
Pentru un număr de componenţi, K, se poate prezice numărul de faze F care pot
coexista pentru un număr dat de grade de libertate N. Gradele de libertate corespund
variabilelor independente ale sistemului (temperatură, presiune şi concentraţiile
componenţilor în fazele date). De exemplu, pentru un sistem cu un singur component
(K=1) aflat într-o singură fază (F=1) va rezulta că are două grade de libertate (N=2):
presiunea şi temperatura pot fi alese arbitrar pe un anumit domeniu de valori. Atunci când
componentul se găseşte în două faze aflate la echilibru (F=2), va rezulta un singur grad
de libertate: presiunea şi temperatura sunt interdependente printr-o relaţie explicită. Dacă
componentul se găseşte în trei faze (F=3), atunci N=0, adică starea lui este complet
determinată de aşa-numitul punct triplu în care cele trei faze coexistă. [12]
Pentru un sistem conţinând doi componenţi, va rezulta că F + N = 4. In acest caz
avem situaţiile: a) o singură fază (F=1), numită amestec sau soluţie, cu trei grade de
libertate (concentraţia, temperatura şi presiunea); b) două faze (nemiscibile) cu două
grade de libertate (concentraţia şi temperatura sau presiunea); c) trei faze şi un singur
grad de libertate (concentraţia). Un proces de extracţie presupune distribuţia unui
compus între două faze nemiscibile, K=3 şi F=2, de unde va rezulta că numărul gradelor
de libertate sunt 3 (concentraţia, presiunea şi temperatura).
Procesul de extracţie este un proces reversibil ce atinge un echilibru, numit şi
repartiţie sau distribuţie între două faze. Dacă cele două faze sunt lichide, atunci acestea
sunt nemiscibile între ele, iar extracţia se numeşte lichid-lichid. Specia chimică asupra
căreia se acţionează în acest proces se numeşte analit. Dintre aplicaţiile analitice ale
extracţiei lichid-lichid, cele mai importante se referă la cazul în care unul dintre lichide
este apa sau o soluţie parţial apoasă.
Solventul este o substanţă sau un amestec omogen de substanţe în stare lichidă,
23

care poate fi: a) miscibil sau nemiscibil cu faza apoasă; b) cu afinitate (solubilitate) mai
mare sau mai mică faţă de anumiţi compuşi de interes (analiţi). O clasificare generală a
solvenţilor, în funcţie de volatilitatea şi miscibilitatea lor cu apa, este dată în tabelul de
mai jos. [13,14]
Tabel 2.1. Clasificare şi exemple de solvenţi utilizaţi în procese de solubilizare.
Alcooli alifatici superiori (începând cu C4);
Esteri;
Cetone superioare (începând cu C4);
Acetali;
Solvenţi volatili, nemiscibili cu apa Eteri;
Hidrocarburi alifatice şi aromatice;
Derivaţi halogenaţi, alifatici şi aromatici;
Nitroalcani;
Sulfură de carbon.
Acizi carboxilici inferiori (formic, acetic, propionic);
Baze (piridina şi derivaţi, piperidina, amine alifatice
inferioare);
Alcooli inferiori;
Solvenţi volatili, miscibili cu apa
Aldehide inferioare;
Cetone inferioare;
Nitrili alifatici inferiori;
Hexametilfosfotriamida.
Baze, precum: anilina, N-alchilanilina, chinolina;
Amide (ex. formamida).
Cetone (mixte, ciclice sau 1,4-dicetone);
Alcooli (termeni superiori, aromatici);
Eteri (termeni superiori alifatici, eteri ai glicolului);
Unii esteri (ex. triacetat de glicerină);
Solvenţi nevolatili, nemiscibili cu
Hidrocarburi alifatice superioare;
apa
Hidrocarburi aromatice superioare (ex. tetralină,
cumen);
Terpene (ex. pinen);
Nitroderivaţi aromatici (ex. nitrobenzenul);
Derivaţi polihalogenaţi ai hidrocarburilor superioare;
Derivaţi halogenaţi aromatici.
Hidroxi-acizi (acid lactic);
Solvenţi nevolatili, miscibili cu apa Baze, precum mono-, di- şi trietanolamina;
Alcooli polihidroxilici (glicol, glicerină);
Amide (ex. formamida).
Chiar dacă iniţial au fost utilizate ca solvenţi în sintezele organice, lichidele ionice
şi-au găsit un domeniu de aplicare şi în procesele de extracţie. Acestea sunt săruri
organice, cu puncte de topire mai mici de 100°C. Principalele lor caracteristici: a) sunt
nevolatile; b) sunt buni solvenţi pentru un număr mare de compuşi anorganici şi organici;
c) sunt insolubile faţă de unii solvenţi organici nepolari; d) lichidele ionice hidrofobe sunt
nemiscibile cu apa şi, prin urmare, pot fi utilizate în procese de extracţie lichid-lichid.
Cele mai comune lichide ionice sunt derivaţii de imidazoliu şi piridiniu, dar pot fi
utilizaţi şi derivaţi tetraalchilamoniu sau fosfoniu. Structurile câtorva exemple de
substanţe din această clasă sunt redate în continuare.
24

C
H 3
CH 3 -(CH 2 ) 7 -O-SO 3
C
H 3
-
SO3 C
H 3
Fig. 2.1. Formulele structurale ale unor substanţe cunoscute ca lichide ionice. [15]
Din punct de vedere experimental procedura extracţiei se efectuează într-un
dispozitiv numit extractor, dar de multe ori, în special când volumul de probă este mic,
aceasta se poate improviza cu destul succes şi în dispozitive simple, precum pâlnii,
baloane, sau recipiente, supuse unei agitări controlate.
Re-extracţia reprezintă procesul de extracţie inversă a analitului din extractul
organic într-o fază apoasă sau uneori în altă fază organică. Noua fază în care analiţii se
separă se numeşte reextract. Spălarea este un proces de reextracţie, parţială sau totală,
a unor impurităţi din extract sau reextract, care se face cu o soluţie de spălare ce poate fi
o soluţie apoasă sau organică.
2.2. Elemente de termodinamică a proceselor de repartiţie
Distribuţia este un termen general care se referă la transferul de substanţă între
două (sau mai multe) faze: lichid-lichid, lichid-gaz; lichid-solid, gaz-solid şi chiar solidsolid.
De exemplu, extracţia lichid-lichid se bazează pe distribuţia între două lichide
nemiscibile aflate în contact.
Distribuţia lichid-lichid este un proces de echilibru, căruia îi putem aplica legile
termodinamicii ale proceselor de echilibru. [11] Pentru aceasta să considerăm distribuţia
unei singure specii chimice A între două faze, notate cu α şi β:
(A)α → ← (A)β
Potenţialele chimice μ ale speciei A în cele două faze sunt:
+
N
0
μ α ( A)
μα,
A ( T,
P)
+ RT ln xα,
Aγ
α,
A
= (2.2)
0
μ β ( A)
μβ,
A ( T,
P)
+ RT ln xβ,
Aγ
β,
A
-
C
H 3
+
N
N
N
CH 2
+
-
N CH2CH2CH2CH ] 3 Cl
= (2.3)
, unde μ 0 α,A este potenţialul chimic standard al speciei A în faza α; xα,A este fracţia molară
a speciei A în faza α; T este temperatura absolută; R este constanta gazelor; iar γ este
coeficientul de activitate. Ecuaţia (2.3) cuprinde aceleaşi mărimi, dar pentru faza β.
25
CH 3
(tosilat de 1-etil-3-metilimidazoliu)
(CH2 ) CH 3 3
(octilsulfat de 1-butil-3-metilimidazoliu)
(clorura de 1-butil-4-metilpiridiniu)

In condiţiile de echilibru între cele două faze, variaţia potenţialului chimic trebuie
să fie zero:
Δμ = μα
( A)
− μβ
( A)
= 0
(2.4)
Din aceste relaţii se obţine următorul raport:
0 0
γβ,
A ⋅ xβ,
A μβ,
A − μα,
A
= exp{ −
} = Ka,
d(
T,
P)
γα,
A ⋅ xα,
A
RT
26
(2.5)
, unde Ka,d(T,P) este constanta de distribuţie a speciei A între două faze α şi β, exprimată
funcţie de activităţi şi care depinde de temperatură şi presiune. Raportul xβ,A/xα,A este
constanta de distribuţie, notată cu Kd, iar γβA/γα,A - constanta de activitate Kγ.
Ka,d = Kd Kγ (2.6)
In sistemele ideale, potenţialul standard se identifică cu potenţialul chimic al
componentului în stare pură, sau cu potenţialul său termodinamic molar:
0
0
μ A(
T,
P)
= GA
(2.7)
Astfel că pentru soluţii diluate expresia constantei de distribuţie devine:
⎛ 0 0 ⎞
⎜ G − Gα,
A ⎟ ⎛ 0
β,
A
⎞
= ⎜ ΔGA
K =
− ⎟
d exp⎜
−
⎟ exp
⎜ RT ⎟ ⎜ ⎟
⎝
⎠ ⎝
RT
⎠
(2.8)
Separarea a doi componenţi dintr-o fază α se bazează pe diferenţa mare între
valorile constantelor de distribuţie. O măsură a separabilităţii a doi analiţi oarecare, A şi
B, poate fi dată de raportul constantelor de repartiţie, numit şi coeficient de selectivitate
(notat cu θ):
⎛ 0 0
K
⎞
A ⎜ ΔGB
− ΔGA
θ = = exp −
⎟
K
⎜
⎟
⎝
RT
B
⎠
(2.9)
Atunci când un component se găseşte în cel puţin una dintre faze sub forma mai
multor specii este preferabil să se utilizeze coeficientul de extracţie (DA), care nu este o
mărime termodinamică, definit astfel:
∑
∑
[ A]
β
D A =
(2.10)
[ A]
α
, unde numărătorul acestei expresii redă concentraţia totală a speciei A din faza β, iar
numitorul din faza α.
De exemplu, să considerăm cazul distribuţiei unui analit A între o fază organică
(o) şi una apoasă (aq), iar în faza organică având loc un proces de asociere reprezentat
astfel:

→
[ A]
o
A aq A o K d =
[ A]
aq
← (2.11)
→
[ A n ] o
n ( A)
o ( A n ) o K as =
n
[ A]
o
← (2.12)
unde Kas reprezintă constanta procesul de asociere de mai sus. Din expresiile celor două
constante, de distribuţie (Kd) şi asociere (Kas) va rezulta:
n −1
n −1
( 1+
n ⋅ K ⋅ K [ A]
)
[ A]
o + n ⋅[
An
] o
D = = K
(2.13)
d as d aq
[ A]
aq
Constanta de repartiţie Kd a unei substanţe nedisociate (neelectrolit) variază şi în
funcţie de concentraţia unui electrolit prezent în faza apoasă. In general, solubilitatea
neelectroliţilor este mai mică într-o soluţie salină decât este în apă (efect salting-out).
Procesul invers de creştere a solubilităţii neelectrolitului sub influenţa electrolitului (efect
salting-in) este mai puţin frecvent. Efectul cantitativ al electroliţilor asupra solubilităţii
analitului A se poate exprima prin relaţia dată de Secenov: [16]
solubilitatea
A in apa
log γ = log
= k ⋅ μ
(2.14)
solubilitatea
A in sol. salina
, unde: γ - coeficient de activitate al analitului A în soluţie de electrolit;
k - constantă a cărei valoare depinde de analitul A şi electrolit;
μ - tăria ionică a soluţiei apoase.
Explicaţia fenomenelor de salting-out şi salting-in se bazează pe afinitatea diferită
a electrolitului faţă de moleculele de solvent şi solut. Atunci când electrolitul are o afinitate
mare faţă de moleculele de solvent, acesta va distruge stratul de molecule de solvent din
jurul solutului, favorizând transferul solutului în faza organică. Se poate întâmpla ca
electrolitul să intre în sfera de solvatare a solutului A şi atunci va avea loc o creştere a
solubilităţii solutului în soluţia apoasă (salting-in). [16]
Solubilitatea diferită a moleculelor A cu cei doi solvenţi nemiscibili, apa, respectiv
solventul organic, stă la baza procesului de extracţie; o solubilitate mai mare a analitului
A într-un solvent organic decât în apă va determina ca procesul să fie de transfer al lui A
în faza organică. Dimpotrivă, solubilitatea mai mare a substanţei A în apă datorită
capacităţii moleculelor A de a interacţiona prin legături de hidrogen cu moleculele de apă
va determina un transfer slab către mediul organic. Prin urmare, interacţiile
intermoleculare care intervin în procesele de solvatare şi transfer al moleculelor de solut
între două faze nemiscibile au o mare importanţă în mărimea entalpiei libere Gibbs.
2.3. Interacţii intermoleculare
Entalpia molară parţială Hi a unui solut i într-o fază lichidă dată este dependentă
de forţele intermoleculare dintre componenta i şi moleculele care o înconjoară. Mărimea
Hi determină potenţialele chimice corespunzătoare μ şi prin urmare valoarea parametrului
Kd al distribuţiei solutului i dintre două faze. Dacă interacţia intermoleculară dintre solutul i
şi vecinătatea sa creşte, atunci va creşte tendinţa ca solutul i să se concentreze în acea
fază lichidă. Dacă se poate estima mărimea acestor interacţii, atunci poate fi estimat la
27

ândul său parametrul procesului de distribuţie Kd.
Există mai multe tipuri de interacţii intermoleculare, fiecare putând avea un rol
preponderent în anumite situaţii. [17] Forţele electrostatice sunt cele mai răspândite,
manifestându-se între specii ionice sau între distribuţii de sarcini, neutre în ansamblu, aşa
cum pot fi modelate moleculele diverselor substanţe, în special cele organice. [18]
Energia de interacţie electrostatică între două molecule i şi j este rezultatul atât a
unor forţe de atracţie (primul termen), cât şi de repulsie (al doilea termen), redate
matematic prin relaţia:
a b
Eij = −
12 z
r r
E
0
E min
r*
28
r
(2.15)
, unde r reprezintă distanţa dintre centrele de masă a două molecule i şi j, iar a şi b - doi
parametri de interacţie. Aşa cum rezultă şi din graficul acestei dependenţe (Fig. 2.2),
termenul repulsiv scade cu creşterea distanţei r. Coeficientul z este în general mai mic
decât 6, astfel încât forţele de atracţie între două molecule sunt mult mai importante la
distanţe mari, astfel încât relaţia de mai sus admite o valoare minimă (Emin),
corespunzând unei interacţii maxime între cele două molecule funcţie de r.
Fig. 2.2. Dependenţa energiei de interacţie dintre două molecule
funcţie de distanţă, conform relaţiei (2.15).
Interacţiile dipol-dipol sunt cele mai importante în cadrul soluţiilor cu componenţi
organici. Aceste interacţii, numite şi forţe Keesom, au un maxim atunci când cei doi dipoli
sunt paraleli şi cu orientare inversă, astfel încât polul pozitiv al unuia să interacţioneze
electrostatic cu cel negativ al polului vecin. Această situaţie nu o întâlnim în permanenţă,
datorită mişcării termice a moleculelor. Această mişcare aleatoare aduce o contribuţie la
valoarea entropiei moleculare (ΔS), care la rândul său intervine în valoarea entalpiei
libere Gibbs:
ΔG = ΔH - TΔS (2.16)
Energia de interacţie dintre doi dipoli i şi j, dată de forţele Keesom, este dată de relaţia:

2 2
2μi
μ j
Eij = −
(2.17)
6
3kTr
(μi şi μj - momentele de dipol permanente ale celor două molecule i şi j, k - constanta lui
Boltzman, T - temperatura absolută şi r - distanţa dintre cei doi dipoli).
O moleculă i, având un moment de dipol permanent μi, va induce temporar într-o
moleculă vecină j un moment de dipol care va interacţiona cu molecula i printr-o interacţie
numită Debye. Energia acestei interacţii are expresia:
E
indus
2
iμi
6
α
= −
(2.18)
r
(αj - polarizabilitatea moleculei induse j). Când ambele molecule, i şi j, posedă momente
de dipol, atunci energia interacţiei Debye se va însuma astfel:
2 2
μi
αj
+ αiμj
EDebye
= −
(2.19)
6
r
De aici ar rezulta că, întotdeauna, două molecule polare vor interacţiona
proporţional cu momentele lor de dipol, iar miscibilitatea acestora este evidentă. Dar, din
punct de vedere experimental, se cunoaşte un număr foarte mare de compuşi polari care
nu se dizolvă unul în altul (de ex. cloroformul nu este miscibil cu apa). Aşadar, momentul
de dipol al unei molecule nu este întotdeauna o măsură a tendinţei sale de a interacţiona
cu alte molecule polare, având ca rezultat solubilizarea unuia în celălalt.
Forţele de dispersie, numite şi forţe London, se manifestă întotdeauna între doi
atomi sau molecule învecinate. In multe cazuri (în special la cei mai mulţi dintre compuşii
organici) forţele de dispersie au o contribuţie mare la energia totală de atracţie; în alte
cazuri, cum ar fi hidrocarburile, aceste forţe au cea mai mare contribuţie, iar în unele
cazuri (cum ar fi gazele nobile) ele sunt singurele forţe de atracţie dintre componente.
Aceste forţe se exercită între două molecule învecinate datorită momentelor de dipol
induse în fiecare, originea acestora fiind mişcarea oscilantă a electronilor din edificiul
molecular. Cuprinderea tuturor acestor forţe într-un model care să redea cantitativ
măsura transferului unei substanţe între două faze nemiscibile este extrem de dificilă.
Există, însă, multe încercări teoretice de a modela interacţia solut-solvent, care să explice
în final aspectele de distribuţie a unei substanţe între două faze nemiscibile. Dintre
acestea, modelele Onsager, Kirkwood sau Beveridge, iau în considerare un câmp de
forţe indus (numit câmp de reacţie) de către molecula solut în volumul de solvent
înconjurător, considerat continuu, omogen, care va interacţiona apoi cu molecula
perturbatoare de solut, mărimea fizică cea mai importantă care se regăseşte în această
interacţie fiind constanta dielectrică ε.
Legătura sau interacţia de hidrogen joacă un rol important în procesele de
solvatare în medii apoase, sau alcătuite din compuşi ce conţin legături X-H, altele decât
C-H. [19] Această legătură este cauzată de interacţia electrostatică dintre atomul de
hidrogen, polarizat pozitiv, din molecula X δ- -H δ+ şi o pereche de electroni neparticipanţi ai
altei molecule :Y. Energia unei astfel de legături este de ordinul 20-25 kJ/mol în cazul
legăturile –OH şi 8-12 kJ/mol în cazul în care sunt implicate grupări –NH2.
29

Interacţia dintre un donor de pereche de electroni şi un acceptor de pereche de
electroni (numită şi interacţie cu transfer de sarcină) este similară legăturii de hidrogen.
Moleculele donoare de electroni n, σ, sau π se mai numesc şi baze Lewis, iar moleculele
acceptoare de electroni n, σ, sau π se mai numesc şi acizi Lewis. Un exemplu de
interacţie cu transfer de sarcină este interacţia dintre tetracianoetenă şi molecula de
alchilbenzen, conducând la un complex cu structura de rezonanţă:
N C C N
C
C
N C C N
R
Aşa se explică faptul că prin adăugarea de tetracianoetenă în compoziţia fazei staţionare
a unei coloane GC se pot separa compuşi aromatici din clasa alchilbenzenului.
Tăria unei interacţii este dată de energia necesară ruperii sale. In Tabelul 2.2
sunt redate intervalele de valori ale principalelor interacţii intermoleculare discutate,
comparate cu interacţia covalentă.
Tabel 2.2. Valorile energiei pentru diverse interacţii.
Tipul interacţiei Energie (kJ/mol)
Dispersie 8 – 30
Dipol – dipol indus 4 – 8
Dipol – dipol 4 – 12
Legătura de hidrogen 20 – 40
Interacţie cu transfer de sarcină 10 – 180
Ionică 200 – 800
Covalentă 200 - 400
De multe ori, însă, unele proprietăţi de solubilizare a compuşilor nu pot fi
explicate doar pe baza forţelor moleculare, rămânând ca principiul asemănării structurale
dintre solut şi solvent să stea la baza acestei explicaţii. De altfel, acest principiu este
inclus în teoria soluţiilor regulate a lui Hildebrand, care arată că solubilitatea unei
substanţe într-un solvent creşte cu cât parametrii de solubilitate (δS) a solutului şi
solventului se apropie ca valoare. [20] Ecuaţia propusă este următoarea:
2
2
2,
3⋅
RT ⋅lg
KD
= VS[(
δS
− δ1)
− ( δS
− δ2
) ]
(2.20)
, unde: VS - volumul molar al solutului (analitului) S distribuit între solvenţii 1 şi 2; δS -
parametrul de solubilitate al solutului; δ1, δ2 - parametrii de solubilitate ai solvenţilor 1,
respectiv 2; KD - constanta de distribuţie. De exemplu, în Tabelul 2.3 sunt redate valori
ale parametrului de solubilitate pentru câţiva solvenţi foarte cunoscuţi. Valoarea
parametrului de solubilitate δ a unui solvent este o măsură a performanţelor sale într-un
30
N C C N
C
C
N C C N
-
+
R

proces de distribuţie. Valori mari ale parametrului δ reflectă energii mari de interacţie
intermoleculare în lichidul pur. In câteva cazuri acesta este rezultatul forţelor de dispersie
mari (ex. CS2, CH2I2), dar de cele mai multe ori valorile mari ale parametrului de
solubilitate δ indică existenţa unor forţe puternice şi specifice de interacţie
intermoleculare, cum ar fi legăturile de hidrogen.
Tabel 2.3. Valori ale parametrului de solubilitate δ pentru solvenţi (la 25°C).
Solvent δ Solvent δ
Perfluorbutan (C4F10) 5,2 Iodură de metil (CH3I) 11,8
n-Pentan (C5H12) 7,1 Acid acetic (CH3COOH) 12,4
Ciclohexan (C6H12) 8,2 Metanol (CH3OH) 12,9
Benzen (C6H6) 9,1 Formamidă (HCONH2) 17,9
Sulfura de carbon (CS2) 10,0 Apa (H2O) 21,0
2.4. Hidrofobicitate / hidrofilicitate
Interacţiile hidrofobe au o mare însemnătate în sistemele biologice, dar pot fi
implicate şi în cadrul proceselor de echilibru al repartiţiei unor specii chimice între două
faze nemiscibile. Definiţia acestor interacţii este destul de dificilă, în schimb fiind uşor de
estimat prin alegerea unor sisteme nemiscibile adecvate. Denumirea de interacţie sau
legătura hidrofobică a fost propusă pentru prima dată de Kauzmann (1959), pentru a
descrie tendinţa de apropiere a grupărilor nepolare din proteine, într-un mediu apos. [21]
Aceste interacţii apar între macromolecule biologice sau între compuşi cu
structuri hidrocarbonate. Aduse în mediu apos acestea vor avea o tendinţă de respingere
a acestuia, ducând în final la o insolubilizare a lor. De exemplu, solubilitatea slabă a
hidrocarburilor în apă, precum şi aranjarea conformaţională a proteinelor sau peptidelor
sunt determinate de aceste forţe. Aceste interacţii dau tendinţa oricăror substanţe cu
grupări nepolare de a se asocia în soluţii apoase.
Întrucât în vecinătatea unor molecule sau grupări nepolare, moleculele de apă
prezintă un aranjament mai puţin ordonat decât în absenţa acestora, rezultă că asocierea
moleculelor prin legături hidrofobe conduce la o scădere a gradului de ordonare în sistem
şi prin urmare la o creştere a entropiei. [17] De exemplu, parametrii termodinamici ce
caracterizează procesul de interacţiune dintre două lanţuri proteice, la o temperatură de
298 K, au valorile următoare: ΔH° = 1,2 ÷ 7,5 kJ/mol; ΔS° = 7 ÷ 45 J/mol⋅K şi ΔG° = -0,8 ÷
6 kJ/mol.
Cele mai multe clase de substanţe organice, precum hidrocarburile, derivaţii lor
halogenaţi, esterii acizilor şi alcoolii superiori, nu au proprietatea de a se dizolva în apă.
In contact cu aceasta, substanţele din clasele menţionate au tendinţa de a părăsi faza
apoasă, separându-se într-un strat nemiscibil cu apa. Acest fenomen prin care
moleculele claselor menţionate au mai degrabă repulsie faţă de moleculele de apă, se
poate explica doar prin existenţa aşa-numitelor forţe sau interacţiuni hidrofobe. Aceste
interacţiuni sunt mult mai puternice decât interacţiunile van der Waals sau uneori dipoldipol,
singurele care pot sta la baza interacţiei dintre moleculele de apă şi moleculele
hidrofobe.
31