Solvasjonsprosess, forskjeller med hydrering og eksempler



den oppløsnings er den fysiske og kjemiske forbindelsen mellom oppløste partikler og løsningsmiddel i en løsning. Det adskiller seg fra begrepet løselighet i det faktum at det ikke er termodynamisk likevekt mellom et fast stoff og dets oppløste partikler.

Denne foreningen er ansvarlig for at oppløste faste stoffer "forsvinner" i lys av tilskuerne; når faktisk partiklene blir svært små og ender opp "innpakket" av ark med løsningsmiddelmolekyler, noe som gjør det umulig å observere dem.

I det øvre bildet er en meget generell skisse av løsningen av en partikkel M representert. M kan enten være en ion (M+) eller et molekyl; og S er løsningsmiddelmolekylet, som kan være en hvilken som helst forbindelse i flytende tilstand (selv om den også kan være gassformig).

Legg merke til at M er omgitt av seks molekyler S, som utgjør det som er kjent som Primær oppløsningssfære. Andre molekyler av S på større avstand samhandler med Van der Waals styrker med den tidligere, danner en sekundær solvingssfære, og så videre til en viss rekkefølge er ikke tydelig..

index

  • 1 Solvasjonsprosess
  • 2 energiske aspekter
  • 3 Intermolekylære interaksjoner
  • 4 Forskjeller med hydrering
  • 5 eksempler
    • 5.1 Kalsiumklorid
    • 5.2 Urea
    • 5.3 Ammoniumnitrat
  • 6 Referanser

Løsningsprosess

Molekylært, hvordan er løsningsprosessen? Bildet ovenfor oppsummerer de nødvendige trinnene.

Løsningsmiddelmolekylene, blå i farge, blir først bestilt ved å interagere med hverandre (S-S); og partikler (ioner eller molekyler) av løsemiddel, med lilla farge, gjør det samme med sterke eller svake M-M-interaksjoner.

For oppløsning skal både løsningsmiddel og oppløsningsmiddel ekspandere (andre svarte pilene) for å muliggjøre løsningsmiddel-løsningsmiddelinteraksjoner (M-S).

Dette innebærer nødvendigvis en reduksjon i løsemiddeloppløsningen og løsningsmiddel-løsningsmiddelinteraksjoner; redusere det som krever energi, og derfor er dette første trinnet endotermt.

Når løsningsmidlet og oppløsningsmidlet har blitt molekylært utvidet, blander de og bytter plass i rommet. Hver lilla sirkel i det andre bildet kan sammenlignes med den i det første bildet.

En endring i graden av bestilling av partiklene kan detaljeres i bildet; bestilt i begynnelsen, og forstyrret på slutten. Som et resultat er det siste trinnet eksotermt, siden dannelsen av de nye M-S-interaksjonene stabiliserer alle oppløsningspartiklene.

Energi aspekter

Bak solvensprosessen er det mange energiske aspekter som må tas i betraktning. For det første: S-S, M-M og M-S-interaksjoner.

Når M-S-interaksjonene, det vil si mellom løsemiddelet og løsningsmidlet, er meget overlegne (sterke og stabile) sammenlignet med de enkelte komponenters, snakker vi om en eksoterm solvasjonsprosess; og derfor frigjøres energi i mediet, som kan kontrolleres ved å måle temperaturøkningen med et termometer.

Hvis derimot M-M og S-S-interaksjonene er sterkere enn M-S-interaksjonene, da vil de "utvide" de trenger mer energi enn de får når løsningen er ferdig..

Det blir da snakket om en prosess med endotermisk solvasjon. Dette er tilfelle, en temperaturnedgang registreres, eller hva er det samme, omgivelsene blir avkjølt.

Det er to grunnleggende faktorer som dikterer om et løsemiddel oppløses eller ikke er i et løsningsmiddel. Den første er endringen av entalpi av oppløsning (ΔHdis), som det nettopp har blitt forklart, og det andre er endringen i entropi (ΔS) mellom løsemiddelet og det oppløste løsemiddelet. Generelt er ΔS forbundet med økningen i lidelse som nevnt ovenfor.

Intermolekylære interaksjoner

Det ble nevnt at solvasjon er resultatet av den fysiske og kjemiske union mellom løsningsmidlet og løsningsmidlet; Men hvor nøyaktig er disse interaksjonene eller fagforeningene?

Hvis løsningen er en ion, M+, de såkalte ion-dipol-interaksjonene oppstår (M+-S); og hvis det er et molekyl, vil det være dipol-dipol-interaksjoner eller spredningskrefter fra London.

Når vi snakker om dipol-dipol-interaksjoner, sies det at det er et permanent dipolmoment i M og S. Således påvirker den elektronrike regionen δ- av M med den fattige regionen av δ + S-elektroner. Resultatet av alle disse interaksjoner er dannelsen av flere løsningsfelt rundt M.

I tillegg er det en annen type interaksjoner: koordinatoren. Her binder molekylene av S-form koordinasjon (eller dativ) med M, som danner forskjellige geometrier.

En grunnleggende regel for å huske og forutsi avfiniteten mellom løsemiddelet og løsningsmidlet er: lik oppløses til lik. Derfor løsner polare stoffer veldig lett i polare løsningsmidler; og de apolare stoffene oppløses i apolære løsningsmidler.

Forskjeller med hydrering

Hvordan er løsningen forskjellig fra hydrering? De to identiske prosessene, bortsett fra at molekylene S, av det første bildet, er substituert med de av vann, H-O-H.

I det øvre bildet kan du se en M kation+ omgitt av seks H molekyler2O. Merk at oksygenatomer (rød) er rettet mot den positive ladningen, fordi den er den mest elektronegative og derfor har den høyeste negative tettheten δ-.

Bak den første hydratiseringssfæren grupperes andre vannmolekyler av hydrogenbindinger (OH2-OH2). Disse er ion-dipol type interaksjoner. Vannmolekyler kan imidlertid også danne koordinasjonsbindinger med det positive senteret, spesielt hvis det er metallisk.

Dermed er de berømte akvakompleksene, M (OH2)n. Som n = 6 i bildet, er de seks molekylene orientert rundt M i en oktaedron av koordinering (den indre hydratiseringsfeltet). Avhengig av størrelsen på M+, størrelsen på ladningen, og dens elektroniske tilgjengelighet, kan sfæren være mindre eller større.

Vann er kanskje det mest overraskende løsningsmidlet av alle: det oppløses en uoppnåelig mengde løsemidler, den er for polar et løsningsmiddel og det har en unormalt høy dielektrisk konstant (78,5 K).

eksempler

Nedenfor er tre eksempler på solvasjon i vann.

Kalsiumklorid

Ved oppløsning av kalsiumklorid i vann frigjøres varme når Ca-kationer er solvatisert2+ og Cl anioner-. Ca2+ er omgitt av en rekke vannmolekyler lik eller større enn seks (Ca2+-OH2).

Også Cl- er omgitt av hydrogenatomer, δ + -regionen av vann (Cl--H2O). Varmemassen kan brukes til å smelte ismassene.

urea

For tilfellet av urea er det et organisk molekyl med struktur H2N-CO-NH2. Når solvatert, H-molekylene2Eller danner hydrogenbroer med de to aminogruppene (-NH2-OH2) og med karbonylgruppen (C = O-H)2O). Disse interaksjonene er ansvarlige for sin store løselighet i vann.

Også oppløsningen er endotermisk, det vil si at den avkjøler vannbeholderen der den blir tilsatt.

Ammoniumnitrat

Ammoniumnitrat, som urea, er et løsemiddel som avkjøler oppløsningen etter solvensjonen av dets ioner. NH4+ solvater på en lignende måte som Ca2+, Selv om det sannsynligvis er av tetrahedral geometri, har den mindre H-molekyler2Eller rundt ham og NO3- solvater på samme måte som Cl anioner- (OH2-O2Nei-h2O).

referanser

  1. Glasstone S. (1970). Kjernefag og Fysikk. Aguilar, S.A., Madrid, Spania.
  2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning.
  3. Ira N. Levine. (2014). Prinsipper for fysisk kjemi. Sjette utgave. Mc Graw Hill.
  4. Chemicool Dictionary. (2017). Definisjon av Solvation Hentet fra: chemicool.com
  5. Belford R. (s.f.). Solvasjonsprosesser. Kjemi LibreTexts. Hentet fra: chem.libretexts.org
  6. Wikipedia. (2018). Solvatisering. Hentet fra: en.wikipedia.org
  7. Hardinger A. Steven. (2017). Illustrert ordliste for organisk kjemi: Solvasjon. Hentet fra: chem.ucla.edu
  8. Surf Guppy. (N.d.). Solvensprosessen Hentet fra: surfguppy.com