Solvatieproces, verschillen met hydratatie en voorbeelden

de solvatatie is de fysische en chemische unie tussen opgeloste deeltjes en oplosmiddel in een oplossing. Het verschilt van het concept van oplosbaarheid in het feit dat er geen thermodynamisch evenwicht is tussen een vaste stof en zijn opgeloste deeltjes.

Deze vakbond is verantwoordelijk voor het "verdwijnen" van de opgeloste deeltjes met het oog op de toeschouwers; terwijl de deeltjes in feite heel klein worden en uiteindelijk worden "omwikkeld" met vellen oplosmiddelmoleculen, waardoor het onmogelijk is ze waar te nemen.

In de bovenste afbeelding wordt een zeer algemene schets van de solvatatie van een deeltje M weergegeven. M kan een ion (M⁺) of een molecuul; en S is het oplosmiddelmolecuul, dat elke verbinding in de vloeibare toestand kan zijn (hoewel het ook gasvormig kan zijn).

Merk op dat M omringd is door zes moleculen van S, die het bekende vormen Primaire solvatatiebol. Andere moleculen van S op grotere afstand werken door Van der Waals samen met de eerste, vormen een secundaire solvatatiesfeer, enzovoort, totdat een bepaalde volgorde niet duidelijk is..

index

• 1 Solvatieproces
• 2 Energetische aspecten
• 3 Intermoleculaire interacties
• 4 Verschillen met hydratatie
• 5 voorbeelden
  • 5.1 Calciumchloride
  • 5.2 Úrea
  • 5.3 Ammoniumnitraat
• 6 Referenties

Solvatieproces

Hoe verloopt het solvatatieproces moleculair? De bovenstaande afbeelding vat de noodzakelijke stappen samen.

De oplosmiddelmoleculen, blauw van kleur, worden aanvankelijk geordend door interactie met elkaar (S-S); en de deeltjes (ionen of moleculen) van de opgeloste stof, van paarse kleur, doen hetzelfde met sterke of zwakke M-M interacties.

Om solvatatie te laten plaatsvinden, moeten zowel oplosmiddel als opgeloste stof uitzetten (tweede zwarte pijl) om op te lossen tussen oplosmiddel en oplosmiddel (M-S).

Dit impliceert noodzakelijkerwijs een afname van de opgeloste stof-opgeloste stof en oplosmiddel-oplosmiddel-interacties; afname die energie vereist, en daarom is deze eerste stap endotherm.

Zodra de opgeloste stof en het oplosmiddel moleculair zijn geëxpandeerd, mengen ze zich en wisselen ze in de ruimte uit. Elke paarse cirkel in de tweede afbeelding kan worden vergeleken met die in de eerste afbeelding.

Een verandering in de mate van ordening van de deeltjes kan in het beeld worden gedetailleerd; besteld aan het begin en aan het einde ongeordend. Dientengevolge is de laatste stap exotherm, omdat de vorming van de nieuwe M-S-interacties alle oplossingsdeeltjes stabiliseren.

Energieaspecten

Achter het solvatiseringsproces zijn veel energetische aspecten waarmee rekening moet worden gehouden. Ten eerste: S-S-, M-M- en M-S-interacties.

Wanneer het M-S, dat wil zeggen interacties tussen de opgeloste stof en oplosmiddel zijn veel hoger (sterke en stabiele) vergeleken met die van de afzonderlijke componenten, spreekt men van een werkwijze exotherme solvatatie; en dus de gemiddelde energie vrij, die kan worden bepaald door meting met een thermometer de temperatuurstijging.

Als, aan de andere kant, de M-M en S-S interacties sterker zijn dan de M-S interacties, dan hebben ze om te "expanderen" meer energie nodig dan ze krijgen als de solvatatie voorbij is..

Er wordt dan gesproken over een proces van endotherme solvatatie. Wanneer dit het geval is, wordt een temperatuurdaling geregistreerd of wat hetzelfde is, de omgeving wordt gekoeld.

Er zijn twee fundamentele factoren die bepalen of een opgeloste stof al dan niet in een oplosmiddel oplost. De eerste is de verandering van enthalpie van dissolutie (ΔH_dis), zoals zojuist is uitgelegd, en de tweede is de verandering in entropie (ΔS) tussen de opgeloste stof en de opgeloste opgeloste stof. In het algemeen is AS geassocieerd met de toename in stoornis die hierboven ook is genoemd.

Intermoleculaire interacties

Er werd vermeld dat solvatatie het resultaat is van de fysische en chemische vereniging tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel; echter, hoe precies zijn deze interacties of vakbonden?

Als de opgeloste stof een ion is, M⁺, de zogenaamde ion-dipool interacties komen voor (M⁺-S); en als het een molecuul is, dan zullen er dipool-dipool interacties of dispersiekrachten uit Londen zijn.

Als we het dipool-dipool-interacties, wordt gezegd dat er permanent dipoolmoment M en S. Derhalve is de elektronen-rijke regio M δ- interageert met elektronarm gebied δ + S. Het resultaat van deze interacties is de vorming van verschillende gebieden van solvatatie milieu M.

Daarnaast is er nog een ander soort interacties: de coördinator. Hier vormen de moleculen van S coördinatie (of datief) met M, waardoor verschillende geometrieën worden gevormd.

Een fundamentele regel om de affiniteit tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel te onthouden en te voorspellen is: gelijk lost op tot gelijk. Daarom lossen polaire stoffen heel gemakkelijk op in polaire oplosmiddelen; en de apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen.

Verschillen met hydratatie

Hoe is solvatatie anders dan hydratatie? De twee identieke processen, behalve dat de moleculen S, van het eerste beeld, worden vervangen door die van water, H-O-H.

In de bovenste afbeelding ziet u een M-kation⁺ omringd door zes H-moleculen₂O. Merk op dat de zuurstofatomen (rood) naar de positieve lading zijn gericht, omdat het de meest elektronegatieve is en daarom de hoogste negatieve dichtheid δ heeft-.

Achter de eerste hydratatiesfeer zijn andere watermoleculen gegroepeerd rond waterstofbruggen (OH₂-OH₂). Dit zijn ion-dipool-type interacties. Watermoleculen kunnen echter ook coördinatiebindingen vormen met het positieve centrum, vooral als het metaalachtig is.

Dus, de beroemde aquocomplexen, M (OH₂)_n. Als n = 6 in het beeld zijn de zes moleculen georiënteerd rond M in een octaëder van coördinatie (de binnenbol van hydratie). Afhankelijk van de grootte van M⁺, de omvang van zijn lading, en zijn elektronische beschikbaarheid, genoemde bol kan kleiner of groter zijn.

Water is misschien wel het meest verrassende oplosmiddel van allemaal: het lost een onvergelijkbare hoeveelheid opgeloste stoffen op, het is te polair oplosmiddel en het heeft een abnormaal hoge diëlektrische constante (78,5 K).

Voorbeelden

Hieronder staan ​​drie voorbeelden van solvatatie in water.

Calciumchloride

Door calciumchloride in water op te lossen, komt warmte vrij wanneer Ca-kationen worden gesolvateerd²⁺ en Cl-anionen^-. De Ca²⁺ is omgeven door een aantal watermoleculen gelijk aan of groter dan zes (Ca²⁺-OH₂).

Ook de Cl^- is omgeven door waterstofatomen, de δ + regio van water (Cl^--H₂O). De vrijgekomen warmte kan worden gebruikt om ijsmassa's te smelten.

ureum

Voor het geval van ureum is het een organisch molecuul met structuur H₂N-CO-NH₂. Wanneer gesolvateerd, de H-moleculen₂Of vorm waterstofbruggen met de twee aminogroepen (-NH₂-OH₂) en met de carbonylgroep (C = O-H)₂O). Deze interacties zijn verantwoordelijk voor de grote oplosbaarheid in water.

Ook is het oplossen endotherm, dat wil zeggen, het koelt het waterreservoir waar het wordt toegevoegd.

Ammoniumnitraat

Ammoniumnitraat, zoals ureum, is een opgeloste stof die de ontbinding afkoelt na de solvatatie van zijn ionen. Het NH₄⁺ solvaten op een vergelijkbare manier als Ca²⁺, hoewel waarschijnlijk omdat het een tetrahedrische geometrie heeft, het minder H-moleculen heeft₂Of om hem heen; en het NO₃^- solvaten op dezelfde manier als Cl-anionen^- (OH₂-O₂NO- H₂O).

referenties

1. Glasstone S. (1970). Treaty of Chemistry and Physics. Aguilar, S.A., Madrid, Spanje.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren.
3. Ira N. Levine. (2014). Principles of Physicochemistry. Zesde editie. Mc Graw Hill.
4. Chemicool Dictionary. (2017). Definitie van Solvation Teruggeplaatst van: chemicool.com
5. Belford R. (s.f.). Solvatieprocessen. Chemie LibreTexts. Teruggeplaatst van: chem.libretexts.org
6. Wikipedia. (2018). Solvatatie. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
7. Hardinger A. Steven. (2017). Geïllustreerde verklarende woordenlijst van organische chemie: solvatie. Teruggeplaatst van: chem.ucla.edu
8. Surf Guppy. (N.D.). Het proces van Solvatie Teruggeplaatst van: surfguppy.com