Proces solvatacije, razlike s hidratacijom i primjeri



Solvatacija je fizička i kemijska veza između čestica otopljene tvari i otapala u otopini. Ona se razlikuje od koncepta topljivosti u činjenici da ne postoji termodinamička ravnoteža između krutine i otopljenih čestica.

Ovaj je sindikat odgovoran za nestajanje otopljenih krutih tvari u pogledu gledatelja; u stvari, čestice postaju vrlo male i završavaju "omotane" listovima molekula otapala, zbog čega ih je nemoguće promatrati.

U gornjoj slici prikazana je vrlo općenita skica solvatacije čestice M. M može biti ili ion (M+) ili molekula; i S je molekula otapala, koja može biti bilo koji spoj u tekućem stanju (iako može biti i plinovit).

Imajte na umu da je M okružen sa šest molekula S, koje čine ono što je poznato kao Sfera primarne solvatacije. Druge molekule S na većoj udaljenosti međusobno djeluju Van der Waalsovim silama s prvim, formirajući sekundarnu sferu solvatacije, i tako dalje, sve dok neki red nije vidljiv..

indeks

  • 1 Proces rješavanja
  • 2 Energetski aspekti
  • 3 Međumolekularne interakcije
  • 4 Razlike s hidratacijom
  • 5 Primjeri
    • 5.1. Kalcijev klorid
    • 5.2
    • 5.3 Amonijev nitrat
  • 6 Reference

Proces rješavanja

Molekularno, kako je proces solvatacije? Gornja slika sažima potrebne korake.

Molekule otapala, plave boje, početno se naručuju međusobnim djelovanjem (S-S); i čestice (ioni ili molekule) otopljene tvari, ljubičaste boje, čine isto s jakim ili slabim M-M interakcijama.

Da bi došlo do solvatacije, i otapalo i otopljena tvar moraju se proširiti (druga crna strelica) kako bi se omogućilo međudjelovanje otapala i otapala (M-S).

To nužno podrazumijeva smanjenje interakcija otopljenih tvari i otapala; smanjenje koje zahtijeva energiju, te je stoga prvi korak endotermni.

Jednom kada se otopljena tvar i otapalo molekularno prošire, one miješaju i razmjenjuju mjesta u prostoru. Svaki ljubičasti krug u drugoj slici može se usporediti s onim na prvoj slici.

Promjena u stupnju uređenosti čestica može biti detaljno prikazana na slici; naređeno na početku, i neuređeno na kraju. Posljedica toga je da je posljednji korak egzotermičan, budući da formiranje novih M-S interakcija stabilizira sve čestice otapanja..

Energetski aspekti

Iza procesa solvatacije postoje mnogi energetski aspekti koji se moraju uzeti u obzir. Prvo: interakcije S-S, M-M i M-S.

Kada su M-S interakcije, to jest, između otopljene tvari i otapala, vrlo superiorne (jake i stabilne) u usporedbi s onima u pojedinačnim komponentama, govorimo o egzotermnom procesu solvatacije; i stoga se energija oslobađa u medij, što se može provjeriti mjerenjem povećanja temperature pomoću termometra.

Ako su, s druge strane, M-M i S-S interakcije jače od M-S interakcija, tada će se "proširiti" trebati više energije nego što će dobiti nakon završetka solvatacije..

Zatim se govori o procesu endotermne solvatacije. U tom slučaju se bilježi smanjenje temperature, ili ono što je isto, okolina se hladi.

Postoje dva temeljna faktora koji diktiraju da li se otapalo otapa ili ne u otapalu. Prvi je promjena entalpije otapanja (ΔH)dis), kao što je upravo objašnjeno, a druga je promjena entropije (ΔS) između otopljene tvari i otopljene tvari. Općenito, ΔS je povezan s povećanjem poremećaja koji je također gore spomenut.

Međumolekularne interakcije

Spomenuto je da je solvatacija rezultat fizičke i kemijske veze između otopljene tvari i otapala; međutim, kako su zapravo te interakcije ili sindikati?

Ako je otopljena tvar ion, M+, javljaju se tzv. ion-dipolne interakcije (M+-S); i ako je to molekula, onda će postojati dipol-dipol interakcije ili disperzijske sile iz Londona.

Kada govorimo o dipol-dipolnim interakcijama, kaže se da postoji stalan dipolni momenat u M i S. Dakle, područje bogato elektronima δ- M međudjeluje sa siromašnom regijom δ + S elektrona. interakcije je formiranje nekoliko sfera solvatacije oko M.

Osim toga, postoji još jedna vrsta interakcija: koordinator. Ovdje molekule S formiraju koordinacijske (ili dativne) veze s M, tvoreći različite geometrije.

Osnovno pravilo za pamćenje i predviđanje afiniteta između otopljene tvari i otapala je: jednako rastopiti na jednake. Stoga se polarne tvari vrlo lako otapaju u polarnim otapalima; i apolarne tvari otapaju se u apolarnim otapalima.

Razlike s hidratacijom

Kako se solvatacija razlikuje od hidratacije? Dva identična postupka, osim što su molekule S, prve slike, supstituirane s onima vode, H-O-H.

Na gornjoj slici možete vidjeti oznaku+ okružen s šest molekula H2O. Imajte na umu da su kisikovi atomi (crveni) usmjereni prema pozitivnom naboju, jer je on najviše elektronegativan i stoga ima najveću negativnu gustoću δ.-.

Iza prve sfere hidratacije, druge molekule vode grupirane su oko vodikovih veza (OH2-OH2). To su interakcije ion-dipolnog tipa. Međutim, molekule vode također mogu formirati koordinacijske veze s pozitivnim središtem, osobito ako je to metalik.

Dakle, poznati aquocomplexes, M (OH2)n. Kao n = 6 na slici, šest molekula je orijentirano oko M u oktaedru koordinacije (unutarnja sfera hidratacije). Ovisno o veličini M+, veličinom naboja i njegovom elektroničkom raspoloživošću, navedena sfera može biti manja ili veća.

Voda je možda najne iznenađujuće otapalo od svega: otapa neusporedivu količinu otopljenih tvari, previše je polarno otapalo i ima abnormalno visoku dielektričnu konstantu (78,5 K).

Primjeri

U nastavku su tri primjera solvatacije u vodi.

Kalcijev klorid

Otapanjem kalcijevog klorida u vodi, toplina se oslobađa kad se Ca kationi otope2+ i Cl anioni-. Ca2+ je okružen brojnim molekulama vode jednakim ili većim od šest (Ca2+-OH2).

Također, Cl- je okružen vodikovim atomima, a + područje vode (Cl--H2O). Oslobođena toplina može se koristiti za taljenje ledenih masa.

urea

U slučaju ureje, to je organska molekula sa strukturom H2N-CO-NH2. Kada se solvati, molekule H2Ili oblikuju vodikove mostove s dvije amino skupine (-NH2-OH2) i s karbonilnom skupinom (C = O-H)2O). Ove interakcije su odgovorne za njegovu veliku topljivost u vodi.

Također je njegovo otapanje endotermno, tj. Hladi spremnik vode tamo gdje je dodan.

Amonijev nitrat

Amonijev nitrat, kao i urea, je otopljena tvar koja hladi otapanje nakon solvatacije svojih iona. NH4+ solvate na sličan način kao Ca2+, iako vjerojatno zbog toga što je to tetraedarske geometrije, ima manje H molekula2Ili oko njega; i NO3- solvate na isti način kao Cl anioni- (OH2-O2NO-H2O).

reference

  1. Glasstone S. (1970). Ugovor o kemiji i fizici. Aguilar, S.A., Madrid, Španjolska.
  2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemija. (8. izdanje). CENGAGE Učenje.
  3. Ira N. Levine. (2014). Principi fizikohemije. Šesto izdanje. Mc Graw Hill.
  4. Chemicool Dictionary. (2017). Definicija Solvation Preuzeto s: chemicool.com
  5. Belford R. (s.f.). Procesi rješavanja. Kemija LibreTexts. Preuzeto s: chem.libretexts.org
  6. Wikipedia. (2018.). Solvatacija. Preuzeto s: en.wikipedia.org
  7. Hardinger A. Steven. (2017). Ilustrirani rječnik pojmova organska kemija: Solvation. Preuzeto s: chem.ucla.edu
  8. Surf Guppy. (N. D.). Proces Solvation Preuzeto s: surfguppy.com