Wat zijn waterige oplossingen?

de waterige oplossingen zijn die oplossingen die water gebruiken om een ​​stof af te breken. Bijvoorbeeld modder of suikerwater.

Wanneer een chemische stof is opgelost in water, wordt dit aangegeven door te schrijven (aq) na de chemische naam (Reid, S.F.).

Hydrofiele stoffen (die van water houden) en vele ionische verbindingen lossen op of dissociëren in water.

Wanneer bijvoorbeeld zout of natriumchloride in water oplost, dissocieert het in zijn ionen om Na + (aq) en Cl- (aq) te vormen..

Hydrofobe stoffen (die bang zijn voor water) lossen in het algemeen niet op in water of vormen waterige oplossingen. Het mengen van olie en water leidt bijvoorbeeld niet tot dissolutie of dissociatie.

Veel organische verbindingen zijn hydrofoob. Niet-elektrolyten kunnen oplossen in water, maar dissociëren niet in ionen en behouden hun integriteit als moleculen.

Voorbeelden van niet-elektrolyten omvatten suiker, glycerol, ureum en methylsulfonylmethaan (MSM) (Anne Marie Helmenstine, 2017).

Eigenschappen van waterige oplossingen

Waterige oplossingen geleiden meestal elektriciteit. Oplossingen met sterke elektrolyten zijn over het algemeen goede elektrische geleiders (bijv. Zeewater), terwijl oplossingen met zwakke elektrolyten slechte geleiders zijn (bijv. Leidingwater).

De reden is dat sterke elektrolyten volledig dissociëren in ionen in water, terwijl zwakke elektrolyten onvolledig dissociëren..

Wanneer chemische reacties optreden tussen soorten in een waterige oplossing, zijn de reacties meestal dubbelverplaatsingsreacties (ook wel metathese of dubbele substitutie genoemd).

Bij dit type reactie neemt het kation van één reagens de plaats in voor het kation in het andere reagens, waarbij typisch een ionische binding wordt gevormd. Een andere manier van denken is dat reactieve ionen "van partner veranderen".

Reacties in waterige oplossing kunnen producten opleveren die oplosbaar zijn in water of een neerslag kunnen vormen.

Een precipitaat is een verbinding met een lage oplosbaarheid die vaak buiten de oplossing valt als een vaste stof (Aqueous Solutions, S.F.).

De uitdrukkingen zuur, base en pH gelden alleen voor waterige oplossingen. Zo kan men de pH van citroensap of azijn (twee waterige oplossingen) te meten en zwakke zuren, maar geen significante testinformatie plantaardige olie niet te verkrijgen met pH-papier (Anne Marie Helmenstine Aqueous Definitie 2017).

Waarom lossen sommige vaste stoffen op in water??

De suiker die we gebruiken voor het zoeten van koffie of thee is een moleculaire vaste stof, waarin individuele moleculen bij elkaar worden gehouden door relatief zwakke intermoleculaire krachten.

Wanneer de suiker in water oplost, breken de zwakke bindingen tussen de afzonderlijke sucrosemoleculen af ​​en deze C12H22O11-moleculen komen vrij in de oplossing.

Energie is nodig om de bindingen tussen de C12H22O11-moleculen in sucrose te verbreken. Het kost ook energie om de waterstofbruggen in het water te verbreken die moeten worden onderbroken om een ​​van deze sucrosemoleculen in oplossing te brengen.

Suiker lost op in water omdat energie vrijkomt wanneer de enigszins polaire moleculen van sucrose intermoleculaire bindingen vormen met polaire watermoleculen.

De zwakke bindingen die zich vormen tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel compenseren de energie die nodig is om de structuur van zowel de zuivere opgeloste stof als het oplosmiddel te veranderen.

In het geval van suiker en water werkt dit proces zo goed dat tot 1800 gram sucrose kan worden opgelost in één liter water.

De ionische vaste stoffen (of zouten) bevatten positieve en negatieve ionen, die samen worden gehouden dankzij de grote aantrekkingskracht tussen deeltjes met tegengestelde ladingen.

Wanneer een van deze vaste stoffen in water oplost, komen de ionen die de vaste stof vormen vrij in oplossing, waar ze worden geassocieerd met polaire oplosmiddelmoleculen (Berkey, 2011).

NaCl (s) "Na + (aq) + Cl- (aq)

We kunnen er in het algemeen van uitgaan dat de zouten in hun ionen dissociëren wanneer ze in water oplossen.

Ionische verbindingen lossen op in water als de energie die vrijkomt wanneer de ionen een interactie aangaan met de watermoleculen de energie compenseert die nodig is om de ionbindingen in de vaste stof te verbreken en de energie die nodig is om de watermoleculen te scheiden, zodat de ionen in het water kunnen worden ingebracht. de oplossing (oplosbaarheid, SF).

Oplosbaarheid regels

Afhankelijk van de oplosbaarheid van een opgeloste stof zijn er drie mogelijke uitkomsten:

1) als de oplossing minder opgelost is dan de maximale hoeveelheid die in staat is om op te lossen (de oplosbaarheid ervan), is het een verdunde oplossing;

2) als de hoeveelheid opgeloste stof exact dezelfde hoeveelheid als de oplosbaarheid ervan is, is deze verzadigd;

3) als er meer opgeloste stof is dan het kan oplossen, wordt de overtollige opgeloste stof gescheiden van de oplossing.

Als dit scheidingsproces kristallisatie omvat, vormt het een neerslag. De precipitatie verlaagt de concentratie van de opgeloste stof tot verzadiging om de stabiliteit van de oplossing te verhogen.

De volgende zijn de oplosbaarheidsregels voor gebruikelijke ionische vaste stoffen. Als twee regels elkaar lijken tegen te spreken, heeft het precedent prioriteit (Antoinette Mursa, 2017).

1- Zouten met elementen van Groep I (Li⁺, na⁺, K⁺, cs⁺, Rb⁺) zijn oplosbaar. Er zijn enkele uitzonderingen op deze regel. De zouten die het ammoniumion bevatten (NH₄⁺) zijn ook oplosbaar.

2- Zouten die nitraat bevatten (NR₃^-) zijn over het algemeen oplosbaar.

3- De zouten die Cl -, Br - of I - bevatten, zijn in het algemeen oplosbaar. De belangrijke uitzonderingen op deze regel zijn Ag-halogenidezouten⁺, PB2⁺ en (Hg2)²⁺. Dus AgCl, PbBr₂ en Hg₂cl₂ ze zijn onoplosbaar.

4- De meeste zilverzouten zijn onoplosbaar. AgNO₃ en Ag (C₂H₃O₂) zijn gebruikelijke oplosbare zouten van zilver; Vrijwel alle anderen zijn onoplosbaar.

5- De meeste sulfaatzouten zijn oplosbaar. Belangrijke uitzonderingen op deze regel zijn CaSO₄, BaSo₄, PbSO₄, ag₂SO4 en SrSO₄.

6- De meeste hydroxidezouten zijn slechts weinig oplosbaar. De hydroxidezouten van de Groep I-elementen zijn oplosbaar. De hydroxidezouten van de Groep II-elementen (Ca, Sr en Ba) zijn enigszins oplosbaar.

De zouten van overgangsmetaalhydroxide en Al₃⁺ Ze zijn onoplosbaar. Dus, Fe (OH)₃, Al (OH)₃, Co (OH)₂ ze zijn niet oplosbaar.

7- De meeste overgangsmetaalsulfiden zijn zeer onoplosbaar, inclusief CdS, FeS, ZnS en Ag₂S. Arseen, antimoon, bismut en loodsulfiden zijn ook onoplosbaar.

8- De carbonaten zijn vaak onoplosbaar. De carbonaten van Groep II (CaCO₃, srco₃ en BaCO₃) zijn onoplosbaar, evenals FeCO₃ en PbCO₃.

9- Chromaten zijn vaak onoplosbaar. Voorbeelden zijn PbCrO₄ en BaCrO₄.

10- Fosfaten zoals Ca₃(PO₄)₂ en Ag₃PO₄ ze zijn vaak onoplosbaar.

11- Fluoriden zoals BaF₂, MGF₂ en PbF₂ ze zijn vaak onoplosbaar.

Voorbeelden van oplosbaarheid in waterige oplossingen

Cola, zout water, regen, zure oplossingen, basische oplossingen en zoutoplossingen zijn voorbeelden van waterige oplossingen.

Wanneer u een waterige oplossing heeft, kan een precipitaat worden geïnduceerd door precipitatiereacties (Reacties in waterige oplossing, S.F.).

Neerslagreacties worden soms "dubbele verplaatsing" -reacties genoemd. Bepalen of zich een neerslag zal vormen bij het mengen van waterige oplossingen van twee verbindingen:

1. Noteer alle ionen in oplossing.
2. Combineer ze (kation en anion) om alle mogelijke precipitaten te verkrijgen.
3. Gebruik de oplosbaarheidsregels om te bepalen welke (indien aanwezig) combinatie (s) onoplosbaar is en zal neerslaan.

Voorbeeld 1: Wat gebeurt er als u Ba (NO) mengt₃)_2(Aq) en Na₂CO_{3 (aq)}?

Ionen aanwezig in oplossing: Ba²⁺, NO₃^-, na⁺, CO₃^2-

Potentiële precipitaten: BaCO₃, NaNO3

Oplosbaarheid Regels: BaCO₃ is onoplosbaar (regel 5), NaNO₃ het is oplosbaar (regel 1).

Volledige chemische vergelijking:

Ba (NO₃)₂(aq) + Na₂CO₃(aq) "BaCO₃(s) + 2NaNO₃ (Aq)

Net ionische vergelijking:

Ba²⁺_(Aq) + CO₃^2-_(Aq) "BaCOs_{3 (s)}

Voorbeeld 2: Wat gebeurt er wanneer Pb wordt gemengd (NO₃)₂ (aq) en NH₄I (aq)?

Ionen aanwezig in oplossing: Pb²⁺, NO₃^-, NH₄⁺, ik^-

Potentiële precipitaten: PbI₂, NH₄NO₃

Oplosbaarheid regels: PbI₂ is onoplosbaar (regel 3), NH₄NO₃ het is oplosbaar (regel 1).

Volledige chemische vergelijking: Pb (NR₃)_{2 (aq)} + 2NH₄ik_(Aq) "BBP_{2 (s)} + 2NH₄NO_{3 (aq)}

Net ionische vergelijking: Pb²⁺_(Aq) + 2I^-_(Aq) "BBP_{2 (s).}

referenties

1. Anne Marie Helmenstine. (2017, 10 mei). Aqueous Definition (Aqueous Solution). Opgehaald van thoughtco.com.
2. Anne Marie Helmenstine. (2017, 14 mei). Waterige oplossingsdefinitie in de chemie. Opgehaald van thoughtco.com.
3. Antoinette Mursa, K.W. (2017, 14 mei). Oplosbaarheid regels Opgehaald in chem.libretexts.org.
4. Waterige oplossingen. (S.F.). Hersteld van saylordotorg.github.io.
5. Berkey, M. (2011, 11 november). Waterige oplossingen: definitie en voorbeelden. Opgehaald van youtube.com.
6. Reacties in waterige oplossing. (S.F.). Teruggeplaatst van chemistry.bd.psu.edu.
7. Reid, D. (S.F.). Waterige oplossing: definitie, reactie en voorbeeld. Ontvangen van study.com.
8. Oplosbaarheid. (S.F.). Opgehaald van chemed.chem.purdue.edu.