OPLØSNING: PROCES, FORSKELLE MED HYDRERING OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den solvatisering er den fysiske og kemiske binding mellem opløste partikler og opløsningsmiddel i en opløsning. Det adskiller sig fra opløsningsbegrebet ved det faktum, at der ikke er nogen termodynamisk ligevægt mellem et fast stof og dets opløste partikler.

Denne forening er ansvarlig for, at de opløste faste stoffer "forsvinder" i betragtning af tilskuerne; når partiklerne i virkeligheden bliver meget små og ender "indpakket" i lag med opløsningsmiddelmolekyler, hvilket gør dem umulige at observere.

Kilde: Gabriel Bolívar

En meget generel skitse af opløsningen af ​​en M-partikel er repræsenteret i det øverste billede. M kan enten være en ion (M ⁺) eller et molekyle; og S er opløsningsmiddelmolekylet, der kan være en hvilken som helst forbindelse i flydende tilstand (selvom det også kan være gasformigt).

Bemærk, at M er omgivet af seks molekyler af S, der udgør det, der er kendt som sfære af primær solvation. Andre S-molekyler i større afstand interagerer af Van der Waals-kræfter med den førstnævnte og danner en sfære med sekundær solvation osv. Indtil en vis ordening ikke er synlig.

Opløsningsproces

Kilde: Gabriel Bolívar

Molekylært, hvordan er solvationsprocessen? Billedet ovenfor opsummerer de nødvendige trin.

Opløsningsmiddelmolekylerne, som er blå i farve, ordnes oprindeligt ved at interagere med hinanden (SS); og lilla opløste partikler (ioner eller molekyler) gør det samme med stærke eller svage MM-interaktioner.

For at solvation skal finde sted, skal både opløsningsmiddel og opløst stof ekspandere (anden sort pil) for at muliggøre interaktioner med opløst opløsningsmiddel (MS).

Dette indebærer nødvendigvis et fald i interaktioner mellem opløst stof og opløsningsmiddel; formindskes der kræver energi, og derfor er dette første trin endotermisk.

Når opløsningen og opløsningsmidlet er ekspanderet molekylært, blandes og udskifter de steder i rummet. Hver lilla cirkel i det andet billede kan sammenlignes med den i det første billede.

En ændring i graden af ​​rækkefølge af partiklerne kan detaljeres på billedet; ordnet i begyndelsen og uorden i slutningen. Som en konsekvens er det sidste trin eksotermisk, da dannelsen af ​​de nye MS-interaktioner stabiliserer alle partikler i opløsningen.

Energi aspekter

Bag solvationsprocessen er der mange energiske aspekter, der skal tages i betragtning. Først: SS, MM og MS interaktioner.

Når MS-interaktioner, det vil sige mellem opløsningsmidlet og opløsningsmidlet, er meget højere (stærk og stabil) sammenlignet med dem for de enkelte komponenter, taler vi om en eksoterm opløsningsmetode; og derfor frigøres energi til mediet, som kan verificeres ved at måle stigningen i temperatur med et termometer.

Hvis MM- og SS-interaktionerne på den anden side er stærkere end MS, skal de "udvide" mere energi end de får, når solvationen er afsluttet.

Vi taler derefter om en endotermisk solvationsproces. Dette er tilfældet, der registreres et fald i temperaturen, eller hvad der er det samme, omgivelserne afkøles.

Der er to grundlæggende faktorer, der dikterer, om et opløsningsmiddel opløses i et opløsningsmiddel eller ej. Den første er entalpiændringen af ​​opløsningen (ΔH _dis), som netop forklaret, og den anden er entropiændringen (ΔS) mellem opløst og opløst opløst stof. Generelt er associatedS forbundet med stigningen i lidelse, der også er nævnt ovenfor.

Intermolekylære interaktioner

Det blev nævnt, at opløsning er resultatet af den fysiske og kemiske binding mellem opløsningen og opløsningsmidlet; men hvordan er nøjagtigt disse interaktioner eller fagforeninger?

Hvis opløsningen er en ion, M ⁺, forekommer de såkaldte ion-dipol-interaktioner (M ⁺ -S); og hvis det er et molekyle, vil der være dipol-dipol-interaktioner eller London-spredningskræfter.

Når man taler om dipol-dipol-interaktioner, siges det, at der er et permanent dipolmoment i M og S. Således interagerer den-elektronrige region af M med den δ + elektronfattige region af S. Resultatet af alle disse Interaktioner er dannelsen af ​​flere solvationsfærer omkring M.

Der er desuden en anden type interaktion: koordinativet. Her danner S-molekylerne koordination (eller dativ) bindinger med M og danner forskellige geometrier.

En grundlæggende regel for at huske og forudsige affinitet mellem opløst og opløsningsmiddel er: ligesom opløses som. Derfor opløses polære stoffer meget let i lige så polære opløsningsmidler; og ikke-polære stoffer opløses i ikke-polære opløsningsmidler.

Forskelle med hydrering

Kilde: Gabriel Bolívar

Hvordan adskiller solvation sig fra hydrering? De to identiske processer bortset fra at S-molekylerne i det første billede erstattes af processerne med vand, HOH.

I den øverste billede kan man se en M ⁺ kation omgivet af seks H ₂ O -molekyler. Bemærk, at de oxygenatomer (i rød farve) er orienteret mod den positive ladning, fordi det er den mest elektronegative og derfor begge har den højeste negative densitet δ-.

Bag den første hydratisering sfære, er andre vandmolekyler grupperet omkring ved hjælp af hydrogenbindinger (OH ₂ OH ₂). Dette er ion-dipol-interaktioner. Vandmolekyler kan imidlertid også danne koordinationsbindinger med det positive center, især hvis det er metallisk.

Således stammer de berømte vandkomplekser, M (OH ₂) _n. Da n = 6 på billedet, er de seks molekyler orienteret omkring M i en koordinerings-oktaeder (den indre hydratiseringssfære). Afhængig af størrelsen på M ⁺, størrelsen på dens opladning og dens elektroniske tilgængelighed, kan denne sfære være mindre eller større.

Vand er måske det mest fantastiske opløsningsmiddel af det hele: Det opløser en umådelig mængde opløste stoffer, er for et polært opløsningsmiddel og har en unormalt høj dielektrisk konstant (78,5 K).

eksempler

Tre eksempler på opløsning i vand er nævnt nedenfor.

Kalcium Klorid

Ved at opløse calciumchlorid i vand frigives varme som Ca ²⁺ kationer, og Cl ^- anioner opløses. Ca ²⁺ er omgivet af et antal vandmolekyler lig med eller større end seks (Ca ²⁺ OH ₂).

Ligeledes Cl ^- er omgivet af hydrogenatomer, det δ + region af vand (Cl ^- -H ₂ O). Den frigjorte varme kan bruges til at smelte ismasser.

Urea

I tilfælde af urinstof, er det et organisk molekyle med strukturen H ₂ N - CO - NH ₂. Når solvatiseret, de H ₂ O molekyler danne hydrogenbindinger med de to aminogrupper (-NH ₂ -OH ₂) og med den carbonylgruppe (C = O-H ₂ O). Disse interaktioner er ansvarlige for dets store opløselighed i vand.

Ligeledes er dens opløsning endotermisk, dvs. at den afkøler vandbeholderen, hvor den tilføjes.

Ammoniumnitrat

Ammoniumnitrat er ligesom urinstof et opløst stof, der afkøler opløsningen efter opløsningen af ​​dets ioner. NH ₄ ⁺ solvatiseres på lignende måde til Ca ²⁺, selvom sandsynligvis på grund af sin tetraedrisk geometri det har færre H ₂ O molekyler omkring det; og NO ₃ ^- solvatiseres på samme måde som Cl ^- (OH ₂ -O ₂ NO- H ₂ O) anioner.

Referencer

1. Glasstone S. (1970). Traktaten for kemi og fysik. Aguilar, SA, Madrid, Spanien.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
3. Ira N. Levine. (2014). Principper for fysisk kemi. Sjette udgave. Mc Graw Hill.
4. Chemicool Dictionary. (2017). Definition af solvation. Gendannes fra: chemicool.com
5. Belford R. (nd). Opløsningsprocesser. Kemi LibreTexts. Gendannes fra: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Solvateringen. Gendannet fra: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Illustreret ordliste for organisk kemi: solvation. Gendannes fra: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (Sf). Processen med opløsning. Gendannes fra: surfguppy.com