OPLOSSING: PROCES, VERSCHILLEN MET HYDRATATIE EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De solvatatie is de fysische en chemische binding tussen opgeloste deeltjes en oplosmiddel in een oplossing. Het verschilt van het concept van oplosbaarheid in het feit dat er geen thermodynamisch evenwicht is tussen een vaste stof en zijn opgeloste deeltjes.

Deze unie is ervoor verantwoordelijk dat de opgeloste vaste stoffen "verdwijnen" in het licht van de toeschouwers; terwijl de deeltjes in werkelijkheid erg klein worden en uiteindelijk in vellen oplosmiddelmoleculen worden "gewikkeld", waardoor ze onmogelijk waar te nemen zijn.

Bron: Gabriel Bolívar

Een zeer algemene schets van de solvatatie van een M-deeltje wordt weergegeven in de bovenste afbeelding M kan een ion (M ⁺ ) of een molecuul zijn; en S is het oplosmiddelmolecuul, dat elke verbinding in vloeibare toestand kan zijn (hoewel het ook gasvormig kan zijn).

Merk op dat M is omgeven door zes moleculen van S, die samen de zogenaamde bol van primaire solvatatie vormen. Andere S-moleculen op grotere afstand interageren door Van der Waals-krachten met de eerste, vormen een bol van secundaire solvatatie, enzovoort totdat enige ordening niet duidelijk is.

Oplossingsproces

Bron: Gabriel Bolívar

Moleculair, hoe verloopt het solvatatieproces? De afbeelding hierboven vat de noodzakelijke stappen samen.

De oplosmiddelmoleculen, die blauw van kleur zijn, zijn aanvankelijk geordend, alle met elkaar in wisselwerking (SS); en paarse opgeloste deeltjes (ionen of moleculen) doen hetzelfde met sterke of zwakke MM-interacties.

Om solvatatie te laten plaatsvinden, moeten zowel het oplosmiddel als de opgeloste stof uitzetten (tweede zwarte pijl) om interacties tussen opgeloste stof en oplosmiddel (MS) mogelijk te maken.

Dit impliceert noodzakelijkerwijs een afname van de interacties tussen opgeloste stof en oplosmiddel; afname die energie vereist, en daarom is deze eerste stap endotherm.

Zodra de opgeloste stof en het oplosmiddel moleculair zijn geëxpandeerd, mengen de twee zich en wisselen ze van plaats in de ruimte uit. Elke paarse cirkel in de tweede afbeelding kan worden vergeleken met die in de eerste afbeelding.

Een verandering in de ordeningsgraad van de deeltjes kan in de afbeelding worden gedetailleerd; geordend aan het begin, en wanordelijk aan het einde. Bijgevolg is de laatste stap exotherm, aangezien de vorming van de nieuwe MS-interacties alle deeltjes in de oplossing stabiliseren.

Energieaspecten

Achter het solvatatieproces zijn er veel energetische aspecten waarmee rekening moet worden gehouden. Ten eerste: SS-, MM- en MS-interacties.

Wanneer de MS-interacties, dat wil zeggen tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel, veel hoger (sterk en stabiel) zijn in vergelijking met die van de afzonderlijke componenten, spreken we van een exotherm solvatatieproces; en daarom wordt er energie afgegeven aan het medium, wat kan worden geverifieerd door de temperatuurstijging met een thermometer te meten.

Als daarentegen de MM- en SS-interacties sterker zijn dan de MS-interacties, dan zullen ze om te "expanderen" meer energie nodig hebben dan ze krijgen als de solvatatie voltooid is.

We spreken dan van een endotherm solvatatieproces. Als dit het geval is, wordt een temperatuurdaling geregistreerd, of wat hetzelfde is, de omgeving wordt gekoeld.

Er zijn twee fundamentele factoren die bepalen of een opgeloste stof al dan niet oplost in een oplosmiddel. De eerste is de enthalpie-verandering van oplossing (ΔH _dis ), zoals zojuist uitgelegd, en de tweede is de entropieverandering (ΔS) tussen opgeloste en opgeloste opgeloste stof. Over het algemeen wordt ΔS geassocieerd met de toename van de aandoening die hierboven ook is genoemd.

Intermoleculaire interacties

Er werd vermeld dat solvatatie het resultaat is van de fysische en chemische binding tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel; Maar hoe zien deze interacties of vakbonden er precies uit?

Als de opgeloste stof een ion is, M ⁺ , treden de zogenaamde ion-dipoolinteracties (M ⁺ -S) op ; en als het een molecuul is, dan zullen er dipool-dipool interacties of Londense verstrooiingskrachten zijn.

Als we het hebben over dipool-dipool-interacties, wordt er gezegd dat er een permanent dipoolmoment is in M ​​en S.Het δ- elektronenrijke gebied van M heeft dus een wisselwerking met het δ + elektronenarme gebied van S. Het resultaat van al deze Interacties is de vorming van verschillende solvatatiesferen rond M.

Bovendien is er nog een ander type interactie: de coördinatieve. Hier vormen de S-moleculen coördinatie- (of datieve) bindingen met M en vormen ze verschillende geometrieën.

Een fundamentele regel voor het onthouden en voorspellen van de affiniteit tussen opgeloste stof en oplosmiddel is: zoals lost zoals. Daarom lossen polaire stoffen heel gemakkelijk op in even polaire oplosmiddelen; en niet-polaire stoffen lossen op in niet-polaire oplosmiddelen.

Verschillen met hydratatie

Bron: Gabriel Bolívar

Waarin verschilt solvatatie van hydratatie? De twee identieke processen, behalve dat de S-moleculen in de eerste afbeelding worden vervangen door die van water, HOH.

In de bovenste afbeelding zie je een M ⁺ -kation omgeven door zes H ₂ O- moleculen . Merk op dat de zuurstofatomen (in rode kleur) gericht zijn op de positieve lading, omdat dit het meest elektronegatief is en daarom beide hebben de hoogste negatieve dichtheid δ-.

Achter de eerste hydratatiesfeer zijn andere watermoleculen gegroepeerd rond waterstofbruggen (OH ₂ -OH ₂ ). Dit zijn ion-dipool-interacties. Watermoleculen kunnen echter ook coördinatiebindingen vormen met het positieve centrum, vooral als het van metaal is.

Zo ontstaan ​​de beroemde watercomplexen, M (OH ₂ ) _n . Aangezien n = 6 in de afbeelding, zijn de zes moleculen georiënteerd rond M in een coördinatie-octaëder (de interne hydratatiesfeer). Afhankelijk van de grootte van M ⁺ , de grootte van zijn lading en zijn elektronische beschikbaarheid, kan deze bol kleiner of groter zijn.

Water is misschien wel het meest verbazingwekkende oplosmiddel van allemaal: het lost een onmetelijke hoeveelheid opgeloste stoffen op, is een te polair oplosmiddel en heeft een abnormaal hoge diëlektrische constante (78,5 K).

Voorbeelden

Hieronder worden drie voorbeelden van solvatatie in water genoemd.

Calciumchloride

Door calciumchloride op te lossen in water, komt warmte vrij als Ca ²⁺ -kationen en Cl ^- anionen- solvaat . Ca ²⁺ is omgeven door een aantal watermoleculen gelijk aan of groter dan zes (Ca ²⁺ -OH ₂ ).

Evenzo is Cl ^- omgeven door waterstofatomen, het δ + -gebied van water (Cl ^- -H ₂ O). De vrijkomende warmte kan worden gebruikt om ijsmassa's te smelten.

Ureum

In het geval van ureum is het een organisch molecuul met de structuur H ₂ N - CO - NH ₂ . Wanneer gesolvateerd, vormen de H ₂ O- moleculen waterstofbruggen met de twee aminogroepen (-NH ₂ -OH ₂ ) en met de carbonylgroep (C = O-H ₂ O). Deze interacties zijn verantwoordelijk voor zijn grote oplosbaarheid in water.

Evenzo is het oplossen ervan endotherm, dat wil zeggen, het koelt de watercontainer waar het wordt toegevoegd.

Ammonium nitraat

Ammoniumnitraat is, net als ureum, een opgeloste stof die de oplossing afkoelt na het oplossen van de ionen. NH ₄ ⁺ wordt op een gelijkaardige manier gesolvateerd als Ca ²⁺ , hoewel het waarschijnlijk vanwege zijn tetraëdrische geometrie minder H ₂ O- moleculen eromheen heeft; en NO ₃ ^- gesolvateerd dezelfde wijze als Cl ^- (OH ₂ O ₂ NO- H ₂ O) anionen .

Referenties

1. Glasstone S. (1970). Verdrag van scheikunde en natuurkunde. Aguilar, SA, Madrid, Spanje.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
3. Ira N. Levine. (2014). Principes van fysicochemie. Zesde editie. Mc Graw Hill.
4. Chemicool Dictionary. (2017). Definitie van oplossing. Hersteld van: chemicool.com
5. Belford R. (zd). Oplossingsprocessen. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Oplossing. Hersteld van: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Geïllustreerde verklarende woordenlijst van organische chemie: oplossing. Hersteld van: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (sf). Het proces van oplossing. Hersteld van: surfguppy.com