Solvationsproces, forskelle med hydrering og eksempler

den Solvateringen er den fysiske og kemiske union mellem opløste partikler og opløsningsmiddel i en opløsning. Det adskiller sig fra begrebet opløselighed i den kendsgerning, at der ikke er nogen termodynamisk ligevægt mellem et faststof og dets opløste partikler.

Denne union er ansvarlig for de opløste faste stoffer "forsvinder" i lyset af tilskuerne; når partiklerne bliver meget små og ender "wrapped" af ark af opløsningsmiddelmolekyler, hvilket gør det umuligt at observere dem.

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

Bemærk, at M er omgivet af seks molekyler S, som udgør hvad der er kendt som Primær solvationssfære. Andre molekyler større afstand S at interagere af Van der Waals-kraften med den første, der danner en kugle med solvatisering sekundær, og så videre, indtil et system ikke er indlysende.

indeks

• 1 Solvationsproces
• 2 energiske aspekter
• 3 Intermolekylære interaktioner
• 4 Forskelle med hydrering
• 5 eksempler
  • 5,1 calciumchlorid
  • 5.2 Urea
  • 5.3 Ammoniumnitrat
• 6 referencer

Solvationsproces

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

Opløsningsmolekylerne, blå i farve, bestilles først ved at interagere med hinanden (S-S); og partiklerne (ioner eller molekyler) af opløst stof af lilla farve gør det samme med stærke eller svage M-M-interaktioner.

For at solvationen skal forekomme, skal både opløsningsmiddel og opløst stof udvides (anden sort pil) for at muliggøre opløsning af opløsningsmiddel-opløsningsmiddel (M-S).

Dette indebærer nødvendigvis et fald i opløsningsmidlet og opløsningsmiddel-opløsningsmiddelinteraktionerne; mindske det, der kræver energi, og derfor er dette første trin endotermt.

Når først opløsningsmidlet og opløsningsmidlet er blevet molekylært udvidet, blander og blander de begge steder i rummet. Hver lilla cirkel i det andet billede kan sammenlignes med den i det første billede.

En ændring i graden af ​​bestilling af partiklerne kan beskrives detaljeret i billedet; beordret i begyndelsen og uorden i slutningen. Som et resultat er det sidste trin eksotermt, da dannelsen af ​​de nye M-S-interaktioner stabiliserer alle opløsningspartiklerne.

Energi aspekter

Bag solvensprocessen er der mange energiske aspekter, der skal tages i betragtning. For det første: S-S, M-M og M-S-interaktioner.

Når M-S, dvs. interaktioner mellem det opløste stof og opløsningsmidlet er meget højere (stærk og stabil) sammenlignet med dem for de enkelte komponenter, taler man om en proces exotherm solvatisering; og derfor frigives energi i mediet, som kan kontrolleres ved at måle temperaturforøgelsen med et termometer.

Hvis på den anden side, interaktioner M-M og S-S er stærkere end de M-S, så at "udvide" får brug for mere energi end de tjener engang kulminere solvatisering.

Det tales derefter om en proces af endoterm solvation. I så fald registreres et fald i temperaturen, eller hvad er det samme, omgivelserne afkøles.

Der er to grundlæggende faktorer, der dikterer, om et opløst opløsning opløses eller ej i et opløsningsmiddel. Den første er ændringen af ​​opløsningens entalpi (ΔH_dis), som det netop er blevet forklaret, og det andet er ændringen i entropi (ΔS) mellem opløste og opløst opløste stof. Generelt er ΔS forbundet med stigningen i lidelse også nævnt ovenfor.

Intermolekylære interaktioner

Det blev nævnt, at solvation er resultatet af den fysiske og kemiske union mellem opløste og opløsningsmidlet; Hvor præcist er disse interaktioner eller fagforeninger?

Hvis det opløste stof er en ion, M⁺, de såkaldte ion-dipol-interaktioner forekommer (M⁺-S); og hvis det er et molekyle, så vil der være dipole-dipol interaktioner eller dispersionskræfter fra London.

Når man taler om dipol-dipol-interaktioner, siges det, at der er et permanent dipolmoment M og S. Således elektron rige region af M δ- interagerer med elektron dårlig region δ + S. Resultatet af alle disse interaktioner er dannelsen af ​​flere solvationsfelter omkring M.

Derudover er der en anden form for interaktioner: koordinatoren. Her binder molekylerne af S-form koordination (eller dativ) med M, der danner forskellige geometrier.

En grundlæggende regel til at huske og forudsige affiniteten mellem opløst stof og opløsningsmidlet er: lige opløses til lige. Derfor opløses polære stoffer meget let i polære opløsningsmidler; og de apolære stoffer opløses i apolære opløsningsmidler.

Forskelle med hydrering

Hvordan er solvationen forskellig fra hydrering? De to identiske processer, bortset fra at molekylerne S, af det første billede, er substitueret med vand, H-O-H.

I det øverste billede kan du se en M kation⁺ omgivet af seks H molekyler₂O. Bemærk at iltatomerne (røde) er rettet mod den positive ladning, fordi det er den mest elektronegative og derfor har den højeste negative densitet δ-.

Bag den første hydrationssfære grupperes andre vandmolekyler af hydrogenbindinger (OH₂-OH₂). Disse er ion-dipol type interaktioner. Vandmolekyler kan dog også danne koordinationsbindinger med det positive center, især hvis det er metallisk.

Således er de berømte aquokomplekser, M (OH₂)_n. Som n = 6 i billedet er de seks molekyler orienteret omkring M i en oktaedron af koordination (den indre hydratiseringszone). Afhængig af størrelsen af ​​M⁺, størrelsen af ​​dens opladning og dens elektroniske tilgængelighed, kan kuglen være mindre eller større.

Vand er måske den mest slående af alt opløsningsmiddel: opløser en kommensurable opløste stoffer er for polært opløsningsmiddel og har en høj dielektrisk konstant unormalt (78,5 K).

eksempler

Nedenfor er tre eksempler på solvation i vand.

Calciumchlorid

Ved opløsning af calciumchlorid i vand frigives varme, når Ca-kationer opløses²⁺ og Cl anioner^-. Ca²⁺ er omgivet af et antal vandmolekyler lig med eller større end seks (Ca²⁺-OH₂).

Også Cl^- er omgivet af hydrogenatomer, δ + -regionen af ​​vand (Cl^--H₂O). Den frigjorte varme kan bruges til at smelte ismasser.

urea

I tilfælde af urinstof er det et organisk molekyle med struktur H₂N-CO-NH₂. Når solvatiseres, H-molekylerne₂Eller danner hydrogenbroer med de to aminogrupper (-NH₂-OH₂) og med carbonylgruppen (C = O-H)₂O). Disse interaktioner er ansvarlige for dets store opløselighed i vand.

Også opløsningen er endotermisk, det vil sige, det afkøler vandbeholderen, hvor den tilsættes.

Ammoniumnitrat

Ammoniumnitrat, som urinstof, er et opløst stof, der afkøler opløsningen efter opløsningen af ​​dets ioner. NH₄⁺ solvater på en måde svarende til Ca²⁺, selvom det sandsynligvis er af tetrahedral geometri, har den mindre H-molekyler₂Eller omkring ham; og NO₃^- solvater på samme måde som Cl anioner^- (OH₂-O₂Nej-h₂O).

referencer

1. Glasstone S. (1970). Kemi og Fysik. Aguilar, S.A., Madrid, Spanien.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning.
3. Ira N. Levine. (2014). Principper for fysisk kemi. Sjette udgave. Mc Graw Hill.
4. Chemicool Dictionary. (2017). Definition af Solvation Hentet fra: chemicool.com
5. Belford R. (s.f.). Solvationsprocesser. Kemi LibreTexts. Hentet fra: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Solvatisering. Hentet fra: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Illustreret ordliste for organisk kemi: Solvation. Hentet fra: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (N.D.). Solvationsprocessen Hentet fra: surfguppy.com