Proces rozpouštění, rozdíly s hydratací a příklady

solvatace je fyzikální a chemická vazba mezi rozpuštěnými částicemi a rozpouštědlem v roztoku. Od pojetí rozpustnosti se liší tím, že mezi pevnou látkou a rozpuštěnými částicemi neexistuje termodynamická rovnováha..

Toto spojení je zodpovědné za rozpuštěné pevné látky “zmizet” s ohledem na diváky; když se ve skutečnosti částice stávají velmi malými a končí "obalenými" vrstvami molekul rozpouštědel, což znemožňuje jejich pozorování.

V horním obrázku je znázorněn velmi obecný náčrtek solvatace částice M. M může být buď iont (M⁺) nebo molekuly; a S je molekula rozpouštědla, kterou může být jakákoliv sloučenina v kapalném stavu (i když může být také plynná).

Všimněte si, že M je obklopeno šesti molekulami S, které tvoří to, co je známo jako Primární solvační sféra. Jiné molekuly S ve větší vzdálenosti ovlivňují Van der Waals síly s bývalým, tvořit sekundární solvační kouli, a tak na dokud ne nějaká objednávka není evidentní..

Index

• 1 Proces rozpouštění
• 2 Energetické aspekty
• 3 Intermolekulární interakce
• 4 Rozdíly s hydratací
• 5 Příklady
  • 5.1 Chlorid vápenatý
  • 5.2 Úrea
  • 5.3 Dusičnan amonný
• 6 Odkazy

Proces rozpouštění

Jak molekulárně, jak je proces solvatace? Obrázek výše shrnuje nezbytné kroky.

Molekuly rozpouštědla, modré barvy, jsou zpočátku uspořádány vzájemnou interakcí (S-S); a částice (ionty nebo molekuly) rozpuštěné látky, fialové barvy, dělají totéž se silnými nebo slabými interakcemi M-M.

Aby došlo k solvataci, musí se rozpouštět rozpouštédlo i rozpuštěná látka (druhá černá šipka), aby se umožnily interakce rozpouštedlo-rozpouštědlo (M-S)..

To nutně znamená snížení rozpuštěného solutu a interakce rozpouštědlo-rozpouštědlo; pokles, který vyžaduje energii, a proto je tento první krok endotermní.

Jakmile se rozpuštěná látka a rozpouštědlo molekulárně expandují, mísí a vyměňují místa ve vesmíru. Každý fialový kruh na druhém obrázku lze přirovnat k prvnímu.

V obraze může být podrobně popsána změna stupně uspořádání částic; na začátku a neuspořádané. V důsledku toho je poslední krok exotermní, protože tvorba nových interakcí M-S stabilizuje všechny disoluční částice..

Energetické aspekty

Za procesem solvatace existuje mnoho energetických aspektů, které je třeba vzít v úvahu. Za prvé: interakce S-S, M-M a M-S.

Když jsou interakce M-S, tj. Mezi rozpuštěnou látkou a rozpouštědlem, velmi lepší (silné a stabilní) ve srovnání s interakcemi jednotlivých složek, hovoříme o exotermním procesu solvatace; a proto je energie uvolňována do média, což může být kontrolováno měřením zvýšení teploty pomocí teploměru.

Pokud jsou naopak interakce M-M a S-S silnější než interakce M-S, pak budou "expandovat" potřebovat více energie, než získají, jakmile skončí solvatace..

Poté se mluví o procesu endotermní solvatace. V tomto případě se zaznamenává pokles teploty, nebo to, co je stejné, okolí se ochladí.

Existují dva základní faktory, které určují, zda se rozpuštěná látka rozpouští nebo nerozpouští v rozpouštědle. První je změna entalpie rozpouštění (ΔH_dis), jak bylo právě vysvětleno, a druhou je změna entropie (AS) mezi rozpuštěnou látkou a rozpuštěnou solutem. Obecně je AS spojena se zvýšením poruchy, jak bylo uvedeno výše.

Intermolekulární interakce

Bylo zmíněno, že solvatace je výsledkem fyzikálního a chemického spojení mezi solutem a rozpouštědlem; nicméně, jak přesně jsou tyto interakce nebo odbory?

Pokud je solut iont, M⁺, dochází k takzvaným interakcím iont-dipól (M⁺-S); a pokud je to molekula, pak budou existovat dipól-dipólové interakce nebo disperzní síly z Londýna.

Když hovoříme o interakcích dipólu a dipólu, je řečeno, že v M a S existuje permanentní dipólový moment. Oblast elektronů bohatých na elektrony δ- tedy interaguje se špatnou oblastí elektronů δ + S. interakce je tvorba několika solvačních sfér kolem M.

Kromě toho existuje další typ interakce: koordinátor. Zde molekuly S tvoří koordinaci (nebo dativní) vazby s M, tvořící různé geometrie.

Základní pravidlo pro zapamatování a predikci afinity mezi solutem a rozpouštědlem je: rovné rozpouští se. Polární látky se proto v polárních rozpouštědlech velmi snadno rozpouštějí; a nepolární látky se rozpouštějí v nepolárních rozpouštědlech.

Rozdíly s hydratací

Jak se liší od hydratace? Dva identické procesy, s výjimkou toho, že molekuly S prvního obrazu jsou nahrazeny molekulami vody, H-O-H.

V horním obrázku vidíte M kation⁺ obklopené šesti molekulami H₂O. Všimněte si, že atomy kyslíku (červené) směřují k kladnému náboji, protože je nej elektronegativnější a proto má nejvyšší zápornou hustotu δ-.

Za první hydratační koulí jsou další molekuly vody seskupeny vodíkovými vazbami (OH)₂-OH₂). Jedná se o interakce typu iont-dipól. Molekuly vody však mohou také tvořit koordinační vazby s pozitivním středem, zejména pokud je kovový.

Tak, slavné aquocomplexes, M (OH₂)_n. Jak n = 6 v obraze, šest molekul je orientováno kolem M v oktaedronu koordinace (vnitřní koule hydratace). V závislosti na velikosti M⁺, velikost jeho náboje a jeho elektronická dostupnost, uvedená koule může být menší nebo větší.

Voda je možná nejpřekvapivějším rozpouštědlem ze všech: rozpouští nerozpustné množství rozpuštěných látek, je příliš polární rozpouštědlo a má abnormálně vysokou dielektrickou konstantu (78,5 K).

Příklady

Níže jsou uvedeny tři příklady solvatace ve vodě.

Chlorid vápenatý

Rozpuštěním chloridu vápenatého ve vodě se uvolňuje teplo, když jsou Ca kationty solvatovány²⁺ a anionty Cl^-. Ca²⁺ je obklopen množstvím molekul vody rovných nebo větším než šest (Ca²⁺-OH₂).

Také Cl^- je obklopen atomy vodíku, 8 + oblast vody (Cl^--H₂O). Uvolněné teplo může být použito k roztavení ledu.

Úrea

V případě močoviny se jedná o organickou molekulu se strukturou H₂N-CO-NH₂. Když jsou solváty, molekuly H₂Nebo tvoří vodíkové můstky se dvěma aminoskupinami (-NH₂-OH₂) a karbonylovou skupinou (C = O-H)₂O). Tyto interakce jsou zodpovědné za jeho velkou rozpustnost ve vodě.

Také jeho rozpuštění je endotermní, to znamená, že ochlazuje nádobu s vodou, kde je přidána.

Dusičnan amonný

Dusičnan amonný, podobně jako močovina, je solut, který po rozpuštění svých iontů ochlazuje rozpouštění. NH₄⁺ solváty podobným způsobem jako Ca²⁺, ačkoli pravděpodobně protože to je tetrahedral geometrie to má méně H molekuly₂Nebo kolem něj; a NO₃^- solváty stejným způsobem jako anionty Cl^- (OH₂-O₂NO-H₂O).

Odkazy

1. Glasstone S. (1970). Smlouva o chemii a fyzice. Aguilar, S.A., Madrid, Španělsko.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie (8. vydání). CENGAGE Učení.
3. Ira N. Levine. (2014). Principy fyzikální chemie. Šesté vydání. Mc Graw Hill.
4. Slovník chemicool. (2017). Definice rozpouštění Zdroj: chemicool.com
5. Belford R. (s.f.). Procesy rozpouštění. Chemie LibreTexts. Zdroj: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Solvatace Zdroj: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Ilustrovaný glosář organické chemie: Solvation. Zdroj: chem.ucla.edu
8. Surfujte Guppy. (s.f.). Proces rozpouštění Zdroj: surfguppy.com