Šķīdināšanas process, atšķirības ar hidratāciju un piemēri

The maksātspēja ir fizikālā un ķīmiskā savienība starp šķīdinātāju un šķīdinātāju šķīdumā. Tas atšķiras no šķīdības jēdziena, ka nav termodinamiskas līdzsvara starp cieto vielu un tās izšķīdušajām daļiņām..

Šī savienība ir atbildīga par izšķīdušo cietvielu "pazūd", ņemot vērā skatītājus; faktiski daļiņas kļūst ļoti mazas un galu galā "ietītas" ar šķīdinātāju molekulu loksnēm, kas neļauj tos novērot.

Augšējā attēlā ir attēlots ļoti vispārīgs daļiņu M solvācijas skice, kas var būt vai nu jonu (M⁺) vai molekulu; un S ir šķīdinātāja molekula, kas var būt jebkurš savienojums šķidrā stāvoklī (lai gan tas var būt arī gāzveida)..

Ņemiet vērā, ka M ieskauj sešas S molekulas, kas veido to, kas ir pazīstams kā Primārā solvācijas sfēra. Citas S molekulas lielākos attālumos mijiedarbojas ar Van der Waals spēkiem ar pirmo, veidojot sekundāro solvācijas sfēru, un tā tālāk, līdz kāda kārtība nav acīmredzama..

Indekss

• 1 Šķīdināšanas process
• 2 Enerģētiskie aspekti
• 3 Molekulāras mijiedarbības
• 4 Atšķirības ar hidratāciju
• 5 Piemēri
  • 5.1. Kalcija hlorīds
  • 5.2 Úrea
  • 5.3. Amonija nitrāts
• 6 Atsauces

Šķīdināšanas process

Molekulāri, kā notiek maksātspējas process? Iepriekš redzamais attēls apkopo nepieciešamos soļus.

Zilā krāsā esošās šķīdinātāju molekulas sākotnēji tiek sakārtotas, mijiedarbojoties viena ar otru (S-S); un šķīdinātāju daļiņas (jonus vai molekulas), purpura krāsas, dara to pašu ar spēcīgām vai vājām M-M mijiedarbībām.

Lai iegūtu šķīdinātāju, gan šķīdinātājam, gan šķīdinātājam jāpalielina (otrā melnā bultiņa), lai ļautu mijiedarbībai ar šķīdinātāju / šķīdinātāju (M-S).

Tas nenozīmē, ka mijiedarbība ar šķīdinātāju un šķīdinātāju samazinās; samazinājums, kas prasa enerģiju, un tāpēc šis pirmais solis ir endotermisks.

Kad šķīdinātājs un šķīdinātājs ir molekulāri paplašināti, tie gan sajauc, gan apmainās vietas kosmosā. Katru otrā attēla purpura apli var salīdzināt ar pirmo attēlu.

Attēlā var detalizēti mainīt daļiņu pasūtīšanas pakāpi; pasūtīts sākumā un sakārtots beigās. Tā rezultātā pēdējais solis ir eksotermisks, jo jauno M-S mijiedarbību veidošanās stabilizē visas izšķīdināšanas daļiņas..

Enerģētikas aspekti

Aiz solvācijas procesa ir jāņem vērā daudzi enerģētiskie aspekti. Pirmkārt: S-S, M-M un M-S mijiedarbība.

Kad M-S mijiedarbība, ti, starp šķīdinātāju un šķīdinātāju, ir ļoti pārāka (spēcīga un stabila), salīdzinot ar atsevišķu komponentu, mēs runājam par eksotermisku solvācijas procesu; un tāpēc enerģija tiek izvadīta vidē, ko var pārbaudīt, mērot temperatūras pieaugumu ar termometru.

Ja, no otras puses, M-M un S-S mijiedarbība ir spēcīgāka par M-S mijiedarbību, tad "paplašināt" viņiem būs nepieciešama lielāka enerģija, nekā tās iegūst, kad beidzas solvācija..

Tad runā par endotermiskās solvācijas procesu. Šādā gadījumā tiek reģistrēta temperatūras samazināšanās vai tas pats, apkārtējā vide ir atdzesēta.

Ir divi būtiski faktori, kas nosaka, vai šķīdinātājā izšķīst vai neizšķīst. Pirmais ir izšķīdināšanas entalpijas maiņa (ΔH_dis), kā jau tika paskaidrots, un otrais ir izmaiņas entropijā (ΔS) starp šķīdinātāju un izšķīdušo šķīdinātāju. Parasti ΔS ir saistīts ar iepriekšminēto traucējumu pieaugumu.

Intermolekulārā mijiedarbība

Tika minēts, ka solvācija ir fizikālās un ķīmiskās savienības starp šķīdinātāju un šķīdinātāju rezultāts; tomēr, kā tieši šīs mijiedarbības vai arodbiedrības?

Ja šķīdinātājs ir jonu, M⁺, notiek tā sauktās jonu-dipola mijiedarbības (M⁺-S); un ja tā ir molekula, tad no Londonas būs dipola-dipola mijiedarbība vai dispersijas spēki.

Runājot par dipola-dipola mijiedarbību, tiek teikts, ka M un S ir pastāvīgs dipola moments. Tādējādi elektronu bagāts reģions δ-M mijiedarbojas ar δ + S elektronu nabadzīgo reģionu. mijiedarbība ir vairāku solvācijas sfēru veidošanās ap M.

Turklāt pastāv arī cita veida mijiedarbība: koordinators. Šeit S veido molekulas, kas veido koordinācijas (vai dative) saites ar M, veidojot dažādas ģeometrijas.

Pamatnoteikums, lai iegaumētu un prognozētu afinitāti starp šķīdinātāju un šķīdinātāju: vienāds izšķīst līdz vienādam. Tāpēc polārās vielas ļoti viegli izšķīst polārajos šķīdinātājos; un apolārās vielas izšķīst apolāros šķīdinātājos.

Atšķirības ar hidratāciju

Kā atšķiras solvācija no hidratācijas? Abi identiskie procesi, izņemot to, ka pirmās attēla molekulas S ir aizvietotas ar ūdeni, H-O-H.

Augšējā attēlā var redzēt informāciju⁺ ieskauj sešas H molekulas₂O. Ņemiet vērā, ka skābekļa atomi (sarkanie) ir vērsti uz pozitīvo lādiņu, jo tas ir visvairāk elektronegatīvs un tāpēc tam ir vislielākais negatīvais blīvums δ-.

Aiz pirmās hidrācijas sfēras citas ūdeņraža molekulas tiek grupētas pa ūdeņraža saitēm (OH₂-OH₂). Tās ir jonu-dipola tipa mijiedarbības. Tomēr ūdens molekulas var veidot koordinācijas saites ar pozitīvo centru, it īpaši, ja tas ir metāls.

Tātad, slavenie akvatoriskie kompleksi, M (OH)₂)_n. Kā n = 6 attēlā, sešas molekulas ir orientētas ap M koordinācijas oktahedronā (iekšējās hidratācijas sfērā). Atkarībā no M izmēra⁺, tās lielums un elektroniskā pieejamība, minētā sfēra var būt mazāka vai lielāka.

Iespējams, ka viss ūdens ir pārsteidzošākais šķīdinātājs: tas izšķīdina nesamērīgu šķīdinātāju daudzumu, tas ir pārāk polārs šķīdinātājs un tam ir neparasti augsta dielektriskā konstante (78,5 K).

Piemēri

Zemāk ir trīs piemēri par šķīdināšanu ūdenī.

Kalcija hlorīds

Izšķīdinot kalcija hlorīdu ūdenī, siltums tiek atbrīvots, kad Ca katjoni tiek solvēti²⁺ un Cl anjoni^-. Ca²⁺ to ieskauj vairākas ūdens molekulas, kas ir vienādas vai lielākas par sešām (Ca²⁺-OH₂).

Arī Cl^- to ieskauj ūdeņraža atomi, δ + ūdens reģions (Cl^--H₂O). Atbrīvoto siltumu var izmantot, lai izkausētu ledus masas.

Úrea

Urīnvielas gadījumā tā ir organiska molekula ar struktūru H₂N-CO-NH₂. Kad tiek izdalītas H molekulas₂Vai veidojiet ūdeņraža tiltus ar abām aminogrupām (-NH₂-OH₂) un ar karbonilgrupu (C = O-H)₂O). Šīs mijiedarbības ir atbildīgas par tās lielo šķīdību ūdenī.

Arī tā izšķīdināšana ir endotermiska, tas ir, atdzesē ūdens tvertni, kur tā ir pievienota.

Amonija nitrāts

Amonija nitrāts, tāpat kā urīnviela, ir šķīdinātājs, kas atdzesē izšķīdināšanu pēc tās jonu solvācijas. NH₄⁺ līdzīgi kā Ca²⁺, lai gan, iespējams, tāpēc, ka tā ir tetraedriska ģeometrija, tai ir mazāk H molekulu₂Vai ap viņu; un NO₃^- solvāti tāpat kā Cl anions^- (OH₂-O₂NO-H₂O).

Atsauces

1. Glasstone S. (1970). Ķīmijas un fizikas līgums. Aguilar, S.A., Madride, Spānija.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning.
3. Ira N. Levine. (2014). Fizikāli ķīmijas principi. Sestais izdevums. Mc Graw kalns.
4. Chemicool vārdnīca. (2017). Solvācijas definīcija Saturs iegūts no: chemicool.com
5. Belford R. (s.f.). Solācijas procesi. Ķīmija LibreTexts. Saturs iegūts no: chem.libretexts.org
6. Vikipēdija. (2018). Solācija Saturs iegūts no: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Ilustrēts organiskās ķīmijas vārdnīca: šķīdināšana. Saturs iegūts no: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (s.f.). Solācijas process Saturs iegūts no: surfguppy.com