SOLVASJON: PROSESS, FORSKJELLER MED HYDRERING OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den solvatisering er fysisk og kjemisk binding mellom oppløst stoff partikler og løsningsmiddel i en løsning. Det skiller seg fra begrepet løselighet ved det faktum at det ikke er noen termodynamisk likevekt mellom et fast stoff og dets oppløste partikler.

Denne foreningen er ansvarlig for at de oppløste faste stoffer "forsvinner" med tanke på tilskuerne; når partiklene i virkeligheten blir veldig små og ender "pakket" inn i ark med løsemiddelmolekyler, noe som gjør dem umulige å observere.

Kilde: Gabriel Bolívar

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

Legg merke til at M er omgitt av seks molekyler av S, som utgjør det som er kjent som sfære for primær oppløsning. Andre S-molekyler i større avstand samvirker av Van der Waals-krefter med den førstnevnte, og danner en sfære med sekundær solvasjon, og så videre inntil noe orden ikke er tydelig.

Løsningsprosess

Kilde: Gabriel Bolívar

Molekylært, hvordan er oppløsningsprosessen? Bildet over oppsummerer de nødvendige trinnene.

Oppløsningsmiddelmolekylene, som har blå farge, bestilles først ved å samhandle med hverandre (SS); og purpurløste partikler (ioner eller molekyler) gjør det samme med sterke eller svake MM-interaksjoner.

For at solvasjon skal skje, må både løsemiddel og oppløst stoff ekspandere (andre svarte pil) for å tillate interaktive med løsemiddel (MS).

Dette impliserer nødvendigvis en reduksjon i interaksjoner mellom løst og løsningsmiddel og løsningsmiddel; redusere som krever energi, og derfor er dette første trinnet endotermisk.

Når oppløsningen og løsningsmidlet har ekspandert molekylært, blander de og bytter ut steder i rommet. Hver lilla sirkel i det andre bildet kan sammenlignes med den i det første bildet.

En endring i graden av rekkefølge av partiklene kan bli detaljert på bildet; bestilt i begynnelsen, og uordnet på slutten. Som en konsekvens er det siste trinnet eksotermisk, siden dannelsen av de nye MS-interaksjonene stabiliserer alle partiklene i løsningen.

Energi aspekter

Bak løsningsprosessen er det mange energiske aspekter som må tas i betraktning. Først: SS, MM og MS interaksjoner.

Når MS-interaksjonene, det vil si mellom oppløsningen og løsningsmidlet, er mye høyere (sterk og stabil) sammenlignet med de for de enkelte komponentene, snakker vi om en eksoterm solvasjonsprosess; og derfor frigjøres energi til mediet, som kan verifiseres ved å måle temperaturøkningen med et termometer.

Hvis tvert imot MM- og SS-interaksjonene er sterkere enn MS-interaksjonene, vil de "utvide" mer energi enn de får når løsningen er fullført.

Vi snakker da om en endotermisk løsningsprosess. Slik blir tilfellet registrert et fall i temperaturen, eller hva som er det samme, omgivelsene blir avkjølt.

Det er to grunnleggende faktorer som dikterer om et oppløst stoff løses opp i et løsningsmiddel eller ikke. Den første er entalpien endring av løsning (ΔH _dis ), som nettopp forklart, og den andre er entropiendringen (ΔS) mellom løst og oppløst løst stoff. Generelt er ΔS assosiert med økningen i lidelse også nevnt ovenfor.

Intermolekylære interaksjoner

Det ble nevnt at oppløsningen er et resultat av den fysiske og kjemiske bindingen mellom oppløsningen og løsningsmidlet; hvordan ser imidlertid disse samhandlingene eller fagforeningene ut?

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

Når vi snakker om dipol-dipol-interaksjoner, sies det at det er et permanent dipol-øyeblikk i M og S. Dermed samhandler den δ-elektronrike regionen av M med den δ + elektronfattige regionen til S. Resultatet av alle disse Interaksjoner er dannelsen av flere solvasjonsfærer rundt M.

I tillegg er det en annen type interaksjon: koordinativet. Her danner S-molekylene koordinasjons (eller dativ) bindinger med M, og danner forskjellige geometrier.

En grunnleggende regel for å huske og forutsi affiniteten mellom løst stoff og løsningsmiddel er: som løses opp. Derfor oppløses polare stoffer veldig lett i like polare løsningsmidler; og ikke-polare stoffer oppløses i ikke-polare løsningsmidler.

Forskjeller med hydrering

Kilde: Gabriel Bolívar

Hvordan er solvasjon forskjellig fra hydrering? De to identiske prosessene, bortsett fra at S-molekylene, i det første bildet, er erstattet av vannene, HOH.

I den øvre bildet kan man se en M ⁺ kation omgitt av seks H ₂ O molekyler . Merk at de oksygenatomer (rødfarget) er rettet mot den positive ladning, fordi det er det mest elektronegative og dermed begge har den høyeste negative tettheten 5.

Bak den første hydratiseringssfæren er andre vannmolekyler gruppert etter hydrogenbindinger (OH ₂ -OH ₂ ). Dette er ion-dipol interaksjoner. Vannmolekyler kan imidlertid også danne koordinasjonsbindinger med det positive senteret, spesielt hvis det er metallisk.

Dermed stammer de berømte vannkompleksene, M (OH ₂ ) _n . Siden n = 6 i bildet, er de seks molekylene orientert rundt M i en koordinasjonsoktaedron (den indre hydratiseringsfære). Avhengig av størrelsen på M ⁺ , størrelsen på ladningen og den elektroniske tilgjengeligheten, kan denne sfære være mindre eller større.

Vann er kanskje det mest fantastiske løsningsmidlet av alt: det løser opp en uendelig mengde oppløste stoffer, er for polart løsningsmiddel og har en unormalt høy dielektrisk konstant (78,5 K).

eksempler

Tre eksempler på oppløsning i vann er nevnt nedenfor.

Kalsiumklorid

Ved å løse opp kalsiumklorid i vann frigjøres varme som Ca ²⁺ kationer og Cl ^- anioner solvateres . Ca ²⁺ er omgitt av et antall vannmolekyler som er lik eller større enn seks (Ca ²⁺ -OH ₂ ).

Likeledes, Cl ^- er omgitt av hydrogenatomer, det δ + regionen i vann (Cl ^- -H ₂ O). Varmen som frigjøres kan brukes til å smelte ismasser.

urea

Når det gjelder urea er det et organisk molekyl med strukturen H ₂ N - CO - NH ₂ . Når solvatisert, er H- _2- O -molekylene danner hydrogenbindinger med de to amino- grupper (-NH ₂ -OH ₂ ) og med karbonylgruppen (C = O-H ₂ O). Disse interaksjonene er ansvarlige for dets store løselighet i vann.

Likeledes er oppløsningen sin endotermisk, det vil si at den kjøler vannbeholderen der den tilsettes.

Ammonium Nitrat

Ammoniumnitrat, som urea, er et oppløst stoff som kjøler løsningen etter oppløsningen av ionene. NH ₄ ⁺ er solvatisert i en lignende måte til Ca ²⁺ , selv om sannsynligvis på grunn av dens geometri, tetraedriske det har færre H ₂ O molekyler rundt det; og NO ₃ ^- er solvatisert i den samme måte som Cl ^- (OH ₂ O ₂ NO- H ₂ O) anioner .

referanser

1. Glasstone S. (1970). Traktaten om kjemi og fysikk. Aguilar, SA, Madrid, Spania.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
3. Ira N. Levine. (2014). Prinsipper for fysikalsk kjemi. Sjette utgave. Mc Graw Hill.
4. Chemicool Dictionary. (2017). Definisjon av Solvation. Gjenopprettet fra: chemicool.com
5. Belford R. (nd). Løsningsprosesser. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Solvatisering. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Illustrert ordliste for organisk kjemi: solvation. Gjenopprettet fra: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (SF). Prosessen med løsningen. Gjenopprettet fra: surfguppy.com