De solvatatie is de fysische en chemische binding tussen opgeloste stof en oplosmiddeldeeltjes in een oplossing. Het verschilt van het concept van oplosbaarheid doordat er geen thermodynamisch evenwicht is tussen een vaste stof en zijn opgeloste deeltjes..
Deze unie is ervoor verantwoordelijk dat de opgeloste vaste stoffen "verdwijnen" in het licht van de toeschouwers; terwijl de deeltjes in werkelijkheid erg klein worden en 'bedekt' raken met vellen van oplosmiddelmoleculen, waardoor ze onmogelijk waar te nemen zijn.
Een zeer algemene schets van de solvatatie van een deeltje M is weergegeven in de bovenstaande afbeelding. M kan heel goed een ion zijn (M+) of een molecuul; en S is het oplosmiddelmolecuul, dat elke verbinding in vloeibare toestand kan zijn (hoewel het ook gasvormig kan zijn).
Merk op dat M is omgeven door zes moleculen van S, die samen vormen wat bekend staat als primaire solvatatie bol. Andere S-moleculen op grotere afstand werken door Van der Waals-krachten in wisselwerking met de eerste, waardoor een bol van secundaire solvatatie wordt gevormd, enzovoort totdat enige sortering niet duidelijk is..
Artikel index
Moleculair, hoe verloopt het solvatatieproces? De afbeelding hierboven vat de noodzakelijke stappen samen.
De oplosmiddelmoleculen, die blauw van kleur zijn, zijn aanvankelijk geordend, alle met elkaar in wisselwerking (S-S); en paarse opgeloste deeltjes (ionen of moleculen) doen hetzelfde met sterke of zwakke M-M-interacties.
Om solvatatie te laten plaatsvinden, moeten zowel het oplosmiddel als de opgeloste stof uitzetten (tweede zwarte pijl) om interacties tussen opgeloste stof en oplosmiddel (MS) mogelijk te maken..
Dit impliceert noodzakelijkerwijs een afname van de interacties tussen opgeloste stof en oplosmiddel; afname die energie vereist, en daarom is deze eerste stap endotherm.
Zodra de opgeloste stof en het oplosmiddel moleculair zijn geëxpandeerd, mengen en wisselen de twee van plaats in de ruimte. Elke paarse cirkel in de tweede afbeelding kan worden vergeleken met die in de eerste afbeelding.
Een verandering in de ordeningsgraad van de deeltjes kan in de afbeelding worden gedetailleerd; geordend aan het begin, en wanordelijk aan het einde. Als gevolg hiervan is de laatste stap exotherm, aangezien de vorming van de nieuwe MS-interacties alle deeltjes in de oplossing stabiliseren..
Achter het solvatatieproces zijn er veel energetische aspecten waarmee rekening moet worden gehouden. Ten eerste: S-S-, M-M- en M-S-interacties.
Wanneer de MS-interacties, dat wil zeggen tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel, veel hoger (sterk en stabiel) zijn in vergelijking met die van de afzonderlijke componenten, spreken we van een exotherm solvatatieproces; en daarom wordt energie afgegeven aan het medium, wat kan worden geverifieerd door de temperatuurstijging met een thermometer te meten.
Als daarentegen de M-M- en S-S-interacties sterker zijn dan de M-S-interacties, dan zullen ze om "uit te breiden" meer energie nodig hebben dan ze krijgen zodra de solvatatie voltooid is..
Men spreekt dan van een endotherm solvatatieproces. Als 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 oplost in een oplosmiddel. De eerste is de enthalpie-verandering van de oplossing (ΔHdis), zoals zojuist uitgelegd, en de tweede is de entropieverandering (ΔS) tussen de opgeloste stof en de opgeloste opgeloste stof. Over het algemeen wordt ΔS geassocieerd met de toename van de stoornis die hierboven ook werd genoemd.
Er werd gezegd dat solvatatie het resultaat is van de fysische en chemische binding tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel; Maar hoe zijn deze interacties of vakbonden precies??
Als de opgeloste stof een ion is, wordt M+, de zogenaamde ion-dipool-interacties treden op (M.+-S); en als het een molecuul is, zullen er dipool-dipool-interacties of Londense verstrooiingskrachten zijn.
Als we het hebben over dipool-dipoolinteracties, wordt er gezegd dat er een permanent dipoolmoment is in M en S.Het δ- elektronenrijke gebied van M werkt dus samen met het δ + elektronenarme gebied van S. Het resultaat van al deze interacties is de vorming van verschillende solvatatiesferen rond M.
Bovendien is er nog een ander type interactie: de coördinatieve. Hier vormen de S-moleculen coördinatie- (of datieve) bindingen met M, waarbij ze verschillende geometrieën vormen.
Een fundamentele regel voor het onthouden en voorspellen van de affiniteit tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel is: gelijk lost gelijk op. Daarom lossen polaire stoffen heel gemakkelijk op in even polaire oplosmiddelen; en niet-polaire stoffen, lossen op in niet-polaire oplosmiddelen.
Waarin verschilt solvatatie van hydratatie? De twee identieke processen, behalve dat de S-moleculen in de eerste afbeelding worden vervangen door die van water, H-O-H.
In de bovenste afbeelding zie je een kation M+ omgeven door zes H-moleculentweeO. Merk op dat de zuurstofatomen (rood van kleur) naar de positieve lading gericht zijn, omdat deze het meest elektronegatief is en daarom de hoogste negatieve dichtheid δ heeft-.
Achter de eerste hydratatiesfeer zijn andere watermoleculen gegroepeerd rond waterstofbruggen (OHtwee-OhtweeDit zijn ion-dipool-interacties. Watermoleculen kunnen echter ook coördinatiebindingen vormen met het positieve centrum, vooral als het van metaal is..
Zo zijn de beroemde aquacomplexen, M (OHtween. Aangezien n = 6 in de afbeelding, zijn de zes moleculen georiënteerd rond M in een coördinatie-octaëder (de interne hydratatiesfeer). Afhankelijk van de maat van M+, door de omvang van zijn lading en zijn elektronische beschikbaarheid kan deze bol kleiner of groter zijn.
Water is misschien wel het meest verrassende oplosmiddel van allemaal: het lost een onmetelijke hoeveelheid opgeloste stoffen op, is een te polair oplosmiddel en heeft een abnormaal hoge diëlektrische constante (78,5 K).
Hieronder worden drie voorbeelden van solvatatie in water genoemd.
Bij het oplossen van calciumchloride in water komt warmte vrij als Ca-kationen solvaat.twee+ en Cl-anionen-. De ca.twee+ omringt zichzelf met een aantal watermoleculen gelijk aan of groter dan zes (Catwee+-Ohtwee.
Evenzo is de Cl- is omgeven door waterstofatomen, het δ + -gebied van water (Cl--H.tweeOF). De vrijkomende warmte kan worden gebruikt om ijsmassa's te smelten.
In het geval van ureum is het een organisch molecuul met structuur HtweeN-CO-NHtwee. Wanneer gesolvateerd, de H-moleculentweeOf het vormt waterstofbruggen met de twee aminogroepen (-NHtwee-Ohtwee) en met de carbonylgroep (C = O-HtweeOF). Deze interacties zijn verantwoordelijk voor zijn grote oplosbaarheid in water..
Evenzo is het oplossen ervan endotherm, dat wil zeggen, het koelt de watercontainer af waar het wordt toegevoegd.
Ammoniumnitraat is, net als ureum, een opgeloste stof die de oplossing afkoelt nadat de ionen zijn opgelost. NH4+ wordt gesolvateerd op een manier vergelijkbaar met Catwee+, hoewel waarschijnlijk omdat het een tetraëdrische geometrie heeft, het minder H-moleculen heefttweeOf om je heen; en de NO3- wordt op dezelfde manier gesolvateerd als Cl-anionen- (OHtwee-OFtweeNEE- HtweeOF).
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.