Det opløsningen er den fysiske og kemiske binding mellem opløste partikler og opløsningsmiddelpartikler i en opløsning. Det adskiller sig fra opløselighedsbegrebet i det faktum, at der ikke er nogen termodynamisk ligevægt mellem et fast stof og dets opløste partikler..
Denne union er ansvarlig for, at de opløste faste stoffer "forsvinder" i betragtning af tilskuerne; når de i virkeligheden bliver partiklerne meget små og ender med at være "dækket" af ark med opløsningsmiddelmolekyler, hvilket gør dem umulige at observere.
En meget generel skitse af opløsningen af en partikel M er vist i billedet ovenfor. M kan meget vel være en ion (M+) eller et molekyle; og S er opløsningsmiddelmolekylet, som kan være en hvilken som helst forbindelse i flydende tilstand (selvom det også kan være gasformigt).
Bemærk, at M er omgivet af seks S-molekyler, der udgør det, der er kendt som primær solvationssfære. Andre S-molekyler i større afstand interagerer af Van der Waals kræfter med den førstnævnte og danner en sfære med sekundær solvatisering og så videre, indtil en eller anden sortering ikke er tydelig..
Artikelindeks
Molekylært, hvordan er løsningsprocessen? Billedet ovenfor opsummerer de nødvendige trin.
Opløsningsmiddelmolekylerne, der er blå i farve, er oprindeligt ordnet, som alle interagerer med hinanden (SS); og lilla opløste partikler (ioner eller molekyler) gør det samme med stærke eller svage M-M interaktioner.
For at opløsningen skal forekomme, skal både opløsningsmiddel og opløst stof ekspandere (anden sort pil) for at muliggøre interaktion mellem opløsningsmiddel og opløsningsmiddel..
Dette medfører nødvendigvis et fald i interaktioner mellem opløst stof og opløsningsmiddel; fald, der kræver energi, og derfor er dette første trin endotermisk.
Når opløsningsmidlet og opløsningsmidlet er ekspanderet molekylært, blandes de to og bytter de ud i rummet. Hver lilla cirkel i det andet billede kan sammenlignes med den i det første billede.
En ændring i graden af rækkefølgen af partiklerne kan specificeres i billedet; bestilt i starten og uordnet i slutningen. Som en konsekvens er det sidste trin eksotermisk, da dannelsen af de nye MS-interaktioner stabiliserer alle partiklerne i opløsningen..
Bag opløsningsprocessen er der mange energiske aspekter, der skal tages i betragtning. Først: S-S, M-M og M-S interaktioner.
Når MS-interaktionerne, dvs. mellem det opløste stof og opløsningsmidlet, er meget højere (stærke og stabile) sammenlignet med de enkelte komponenters, taler vi om en eksoterm opløsningsproces; og derfor frigives energi til mediet, som kan verificeres ved at måle stigningen i temperatur med et termometer.
Hvis M-M og S-S-interaktionerne tværtimod er stærkere end M-S-interaktionerne, så for at "udvide" har de brug for mere energi, end de får, når løsningen er afsluttet..
Man taler derefter om en endoterm solvationsproces. Dette er tilfældet, et fald i temperatur registreres, eller hvad der er det samme, omgivelserne afkøles.
Der er to grundlæggende faktorer, der dikterer, om et opløst stof opløses i et opløsningsmiddel eller ej. Den første er entalpiændring af opløsning (ΔHdis), som netop forklaret, og det andet er entropiændringen (AS) mellem det opløste stof og det opløste opløste stof. Generelt er AS associeret med stigningen i lidelse, der også er nævnt ovenfor.
Det blev nævnt, at opløsningen er resultatet af den fysiske og kemiske binding mellem opløsningsmidlet og opløsningsmidlet; Hvor præcist er disse interaktioner eller fagforeninger dog?
Hvis det opløste stof er en ion, M+, de såkaldte ion-dipol-interaktioner forekommer (M+-S); og hvis det er et molekyle, vil der være dipol-dipol-interaktioner eller London-spredningskræfter.
Når vi taler om dipol-dipol-interaktioner, siges det, at der er et permanent dipolmoment i M og S. Således interagerer den δ-elektronrige region af M med den δ + elektronfattige region af S. Resultatet af alle disse interaktioner er dannelsen af flere solvationssfærer omkring M.
Derudover er der en anden type interaktion: den koordinative. Her danner S-molekylerne koordination (eller dativ) bindinger med M og danner forskellige geometrier.
En grundlæggende regel til huskning og forudsigelse af affinitet mellem opløsningsmidlet og opløsningsmidlet er: lige opløser lige. Derfor opløses polære stoffer meget let i lige så polære opløsningsmidler; og ikke-polære stoffer, opløses i ikke-polære opløsningsmidler.
Hvordan er løsningen forskellig fra hydrering? De to identiske processer, bortset fra at S-molekylerne i det første billede erstattes af dem af vand, H-O-H.
På det øverste billede kan du se en kation M.+ omgivet af seks H-molekylertoO. Bemærk, at iltatomerne (rød i farve) er rettet mod den positive ladning, fordi det er den mest elektronegative og derfor har den højeste negative tæthed δ-.
Bag den første hydratiseringssfære er andre vandmolekyler grupperet rundt efter hydrogenbindinger (OHto-Åhto). Disse er ion-dipol-interaktioner. Vandmolekyler kan dog også danne koordineringsbindinger med det positive centrum, især hvis det er metallisk..
Således er de berømte akvakomplekser, M (OHto)n. Da n = 6 i billedet er de seks molekyler orienteret omkring M i en koordineringsoktaeder (den indre hydratiseringssfære). Afhængig af størrelsen på M+, størrelsen af dens opladning og dens elektroniske tilgængelighed kan denne sfære være mindre eller større.
Vand er måske det mest overraskende opløsningsmiddel af alle: det opløser en umådelig mængde opløste stoffer, er for polært opløsningsmiddel og har en unormalt høj dielektrisk konstant (78,5 K).
Tre eksempler på opløsning i vand er nævnt nedenfor.
Opløsning af calciumchlorid i vand frigiver varme, når kationer solvateres.to+ og Cl-anioner-. Cato+ omgiver sig med et antal vandmolekyler, der er lig med eller større end seks (Ca.to+-Åhto).
Ligeledes Cl- er omgivet af hydrogenatomer, δ + -regionen af vand (Cl--HtoELLER). Den frigivne varme kan bruges til at smelte ismasser.
I tilfælde af urinstof er det et organisk molekyle med struktur HtoN-CO-NHto. Når de er solvatiseret, er H-molekylernetoEller det danner hydrogenbindinger med de to aminogrupper (-NHto-Åhtoog med carbonylgruppen (C = O-HtoELLER). Disse interaktioner er ansvarlige for dens store opløselighed i vand..
Ligeledes er dens opløsning endoterm, det vil sige, at den afkøler vandbeholderen, hvor den tilsættes.
Ammoniumnitrat er, ligesom urinstof, et opløst stof, der afkøler opløsningen efter opløsning af dets ioner. NH4+ er solvatiseret på en måde svarende til Cato+, skønt det sandsynligvis fordi det er af tetraedrisk geometri, har det færre H-molekylertoEller omkring dig; og NEJ3- er solvatiseret på samme måde som Cl-anioner- (OHto-ELLERtoNO- HtoELLER).
Endnu ingen kommentarer