Lahustamisprotsess, erinevused hüdratatsiooniga ja näited

The solvaatimine on lahustunud osakeste ja lahuse füüsiline ja keemiline liit lahuses. Lahustuvuse kontseptsioon erineb asjaolust, et tahke aine ja selle lahustunud osakeste vahel ei ole termodünaamilist tasakaalu..

See liit vastutab lahustunud tahkete ainete kadumise eest pealtvaatajate silmis; kui osakesed muutuvad väga väikesteks ja lõpuks "pakendatakse" lahustimolekulide lehed, mis muudab nende jälgimise võimatuks.

Ülemises kujutises on kujutatud väga üldine skeem osakese M solvaadist: M võib olla kas ioon (M⁺) või molekuli; ja S on lahusti molekul, mis võib olla mis tahes ühend vedelas olekus (kuigi see võib olla ka gaasiline)..

Pange tähele, et M ümbritseb kuut S molekuli, mis moodustavad selle, mida tuntakse Primaarne solvatsiooniala. Teised S molekulid, mis on suurema vahemaa tagant, toimivad Van der Waalsi jõudude ja endise vahel, moodustades sekundaarse solvatsiooniala ja nii edasi, kuni mingi järjekord pole ilmne..

Indeks

• 1 Solvatsiooniprotsess
• 2 Energeetilised aspektid
• 3 Molekulidevaheline interaktsioon
• 4 Erinevused hüdratatsiooniga
• 5 Näited
  • 5.1 Kaltsiumkloriid
  • 5.2 Úrea
  • 5.3 Ammooniumnitraat
• 6 Viited

Lahustamisprotsess

Molekulaarselt, kuidas on solvatsiooniprotsess? Ülaltoodud pilt võtab kokku vajalikud sammud.

Lahusti molekulid, mis on sinist värvi, tellitakse esialgu üksteisega (S-S); ja soluudi osakesed (ioonid või molekulid), purpurse värvusega, toimivad sama tugevate või nõrkade M-M interaktsioonidega.

Lahustumise saavutamiseks peab nii lahusti kui ka lahustunud aine lahustuma lahustite ja lahustite vahel (M-S)..

See tähendab tingimata lahustuvate lahustite ja lahusti-lahusti interaktsioonide vähenemist; vähenemine, mis nõuab energiat, ja seega on see esimene samm endotermiline.

Kui lahustunud aine ja lahusti on molekulaarselt laienenud, segunevad ja vahetavad nad ruumi. Iga teise pildi lilla ringi võib võrrelda esimeses pildis olevaga.

Osakeste tellimuse muutuse muutust saab detailselt kirjeldada kujutises; tellitud alguses ja lõpus. Selle tulemusena on viimane etapp eksotermiline, kuna uute M-S interaktsioonide moodustumine stabiliseerib kõik lahustumiskohad.

Energiaaspektid

Solvaatimisprotsessi taga on palju energilisi aspekte, mida tuleb arvesse võtta. Esiteks: S-S, M-M ja M-S interaktsioonid.

Kui M-S interaktsioonid, see tähendab soluudi ja lahusti vahel, on väga kõrged (tugevad ja stabiilsed) võrreldes üksikute komponentidega, siis räägime eksotermilisest solvaatimisprotsessist; ja seetõttu vabaneb keskkonda energia, mida saab kontrollida termomeetri abil temperatuuri tõusu mõõtmise teel.

Teisest küljest, kui M-M ja S-S interaktsioonid on tugevamad kui M-S interaktsioonid, siis "laiendamiseks" vajavad nad rohkem energiat, kui nad pärast solvaatumise lõppu saavad..

Seejärel räägitakse endotermilise solvatsiooni protsessist. Sellisel juhul registreeritakse temperatuuri langus või see, mis on sama, ümbritsev ala jahutatakse.

On kaks olulist tegurit, mis määravad, kas lahustunud aine lahustub või ei lahustu. Esimene on lahustumise entalpia muutus (AH_dis), nagu on äsja selgitatud, ja teine ​​on muutus entropias (ΔS) soluudi ja lahustunud lahuse vahel. Üldiselt on AS seotud ülalmainitud häire suurenemisega.

Intermolekulaarsed koostoimed

Mainiti, et solvaatumine on lahustunud aine ja lahusti vahelise füüsilise ja keemilise liitumise tulemus; aga kuidas täpselt on need suhted või liidud?

Kui lahustunud aine on ioon, siis M⁺, tekivad niinimetatud ioon-dipoolid (M⁺-S); ja kui see on molekul, siis tekib Londonist dipool-dipoolne interaktsioon või dispersioonijõud.

Dipool-dipooli interaktsioonidest rääkides öeldakse, et M-is ja S-s on olemas püsiv dipoolmoment. Seega mõjutab M-i elektronirikas piirkond δ-δ koos δ + S-elektronide vaese piirkonnaga. interaktsioonideks on mitmete M-i ümbritsevate solvaatide sfääride moodustumine.

Lisaks on olemas ka mõni muu suhtlusviis: koordinaator. Siin moodustavad S-molekulid M-ga koordineerivaid (või datiivseid) sidemeid, moodustades erinevaid geomeetriaid.

Põhiline reegel soluudi ja lahusti afiinsuse meelde jätmiseks ja ennustamiseks on: võrdne lahustub võrdseks. Seetõttu lahustuvad polaarsed ained kergesti polaarsetes lahustites; ja apolaarsed ained lahustuvad apolaarsetes lahustites.

Erinevused hüdratatsiooniga

Kuidas lahustamine erineb hüdratatsioonist? Kaks identset protsessi, välja arvatud see, et esimese kujutise molekulid S on asendatud veega, H-O-H.

Ülemises pildis näete teavet⁺ ümbritsetud kuue H molekuliga₂O. Pange tähele, et hapniku aatomid (punased) on suunatud positiivse laengu suunas, sest see on kõige elektronegatiivne ja seetõttu on selle suurim negatiivne tihedus δ-.

Esimese hüdratsiooniala taga rühmitatakse teised veemolekulid vesiniksidemetega (OH₂-OH₂). Need on ioon-dipooli tüüpi interaktsioonid. Kuid veemolekulid võivad moodustada ka positiivse keskusega koordineerimissidemeid, eriti kui see on metallist.

Seega kuulsad vesikompleksid, M (OH)₂)_n. Nagu n = 6 pildil, on kuue molekuli orienteerumine M-i koordinaadi oktaeedris (sisemine hüdraatne sfäär). Sõltuvalt M suurusest⁺, selle laengu suurus ja selle elektrooniline kättesaadavus võib nimetatud sfäär olla väiksem või suurem.

Vesi on ilmselt kõige üllatavam lahusti: see lahustab lahustumatut kogust lahustit, see on liiga polaarne lahusti ja tal on ebanormaalselt kõrge dielektriline konstant (78,5 K).

Näited

Allpool on kolm vees lahustumise näidet.

Kaltsiumkloriid

Kaltsiumkloriidi lahustamisel vees vabaneb Ca-katioonide solvaatimisel soojus²⁺ ja Cl anioonid^-. Ca²⁺ ümbritsevad mitmed veemolekulid, mis on võrdsed või suuremad kui kuus (Ca²⁺-OH₂).

Ka Cl^- ümbritsevad vesinikuaatomid, vee + + piirkond (Cl^--H₂O). Vabanenud soojust saab kasutada jäämassi sulatamiseks.

Úrea

Karbamiidi puhul on tegemist orgaanilise molekuliga, mille struktuur on H₂N-CO-NH₂. Kui solvaaditakse, siis H-molekulid₂Või moodustavad vesiniksildad kahe aminorühmaga (-NH₂-OH₂) ja karbonüülrühmaga (C = O-H)₂O). Need koostoimed on vastutavad selle suure lahustuvuse eest vees.

Ka selle lahustumine on endotermiline, see tähendab, et see jahutab veepaaki, kuhu see on lisatud.

Ammooniumnitraat

Ammooniumnitraat, nagu uurea, on lahustunud aine, mis jahutab lahustumise pärast selle ioonide lahustumist. NH₄⁺ solvaadid sarnaselt Ca-ga²⁺, kuigi tõenäoliselt seetõttu, et see on tetraedriline geomeetria, on sellel vähem H-molekule₂Või tema ümber; ja NO₃^- solvaadid samamoodi nagu Cl anioonid^- (OH₂-O₂NO-H₂O).

Viited

1. Glasstone S. (1970). Keemia ja füüsika leping. Aguilar, S.A., Madrid, Hispaania.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Keemia (8. väljaanne). KESKMINE Õppimine.
3. Ira N. Levine. (2014). Füüsikokeemia põhimõtted. Kuues väljaanne. Mc Grawi mägi.
4. Chemicooli sõnaraamat. (2017). Solvatsiooni määratlus Välja otsitud andmebaasist: chemicool.com
5. Belford R. (s.f.). Solvatsiooniprotsessid. Keemia LibreTexts. Välja otsitud andmebaasist: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Solvatsioon Välja otsitud andmebaasist: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Illustreeritud orgaanilise keemia sõnastik: Solvatsioon. Välja otsitud andmebaasist: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (s.f.). Solvatsiooni protsess Välja otsitud: surfguppy.com