Hvorfor ikke ' t polære og ikke-polære forbindelser opløser hinanden?

Meget simpelt forklarer du årsagen til denne opløselighedsregel ved at tage højde for energikravene til brud på intermolekylære kræfter mellem molekylerne i det opløste stof og opløsningsmidlet.

Bemærk: dette er kun en forenklet forklaring, da det også afhænger af andre faktorer såsom som ændring i entropi

Her er nogle baggrundsoplysninger om intermolekylære kræfter. I ikke-polære stoffer er der spredningskræfter mellem hvert molekyle. Disse spredningskræfter er relativt svage og kræver derfor kun lidt energi for at bryde dem. I polære stoffer er der dipoldipol og hydrogenbinding (afhængigt af stoffet) mellem hvert molekyle. Disse kræfter er meget stærkere end dispersionskræfter og kræver mere energi for at bryde.

Lad os nu overveje følgende tilfælde:

Ikke-polær opløsningsmiddel og opløsningsmiddel

For at det opløste stof skal opløses, skal dispersionskræfterne mellem molekylerne i det opløste stof og opløsningsmidlet bryde. Dette kræver kun meget lidt energi. Men når det opløste stof opløses i opløsningsmidlet, er de i stand til at skabe dispersionskræfter med hinanden. Fremstillingen af disse kræfter frigiver meget lidt energi. Så enkelt sagt, der kræves meget lidt energi for at bryde kræfterne og meget lidt energi frigivet, når krefterne fremstilles. Derfor balancerer alting alt, og processen sker.

Ikke-polær opløsningsmiddel og polar opløsningsmiddel (og omvendt)

For at det opløste stof kan opløses i opløsningsmidlet, brydes både dispersionskræfter og dipoldipolkræfter, som kræver stor mængde energi. Molekylerne i det opløste stof og opløsningsmidlet er imidlertid kun i stand til at skabe dispersionskræfter med hinanden (da de ikke begge er polære). Dette frigiver kun meget lidt energi. Derfor kræves der generelt mere energi end frigivet, og dermed vandt processen ” t ske.

Polar Solute and Solvent

For at opløsningsmidlet skal opløses i opløsningsmidlet brydes dipoldipolkræfter, som kræver stor mængde energi. Men når de opløses, er molekylerne i det opløste stof og opløsningsmidlet i stand til at danne dipoldipolkræfter, som frigiver en stor mængde energi. Derfor balancerer alt i alt, og processen finder sted.

TL; DR

It ” s fordi entalpiændringerne af en løsning generelt ikke favoriserer opløsning.

En længere version:

For at forklare dette gives normalt forklaringen om entalpiændring. Af forståelsens skyld, lad os se, hvad der sker, når to forbindelser opløses. Tag ethanol, der opløses i vand som et eksempel. Her er kernen i, hvad der sker:

1. De intermolekylære kræfter (dvs. hydrogenbindinger i dette tilfælde) i vand går i stykker. $ \ rm \ color {green} {(endoterm)} $
2. De intermolekylære kræfter i ethanol bryder sammen. $ \ rm \ color {green} {(endotermisk)} $
3. En ny kraft og tiltrækning dannes mellem ethanol- og vandmolekylerne. $ \ rm \ color {red} {(exothermic)} $
   $ \ hspace {12ex} $
   $ \ hspace {22ex} $ _{Ethanol og vand, der danner hydrogenbindinger; Kilde}

Dette sker for to arter, der opløses i hinanden. For ioniske opløste stoffer er “bindingsspaltning” faktisk gitteret, der bryder fra hinanden. Så man forventer en endoterm proces med en vinding af energi svarende til entalpi af dannelse af gitter.

Du skal være forsigtig med to ting:

• Opløselighed er ikke binær. Vi skal normalt angive det med korte og forståelige (dvs. af et stort publikum) ord , og det er derfor, vi bruger det. Er gips som uopløselig i vand som calciumcarbonat eller så opløselig som propansyre ? (Propansyre er blandbar i vand i RTP og STP)
• At ” ikke-polær ikke opløses i polar ” er ikke nøjagtig. Ikke-polære opløste stoffer er generelt uopløselige i polære opløsningsmidler. Vi kan let tænke på undtagelser. Bromvand er et eksempel på en start, men bestemt ikke det mest bemærkelsesværdige eksempel.

Så spørgsmål, der kommer til at tænke, er,

Hvis processen til opløsning vil være den samme for polære eller ikke-polære molekyler og groft den samme for molekyler med hydrogen binding og for ioniske forbindelser, hvorfor er nogle opløste stoffer uopløselige i nogle opløsningsmidler?

Som vi så, er der to endotermiske processer og en eksoterm proces involveret. Meget enkelt sagt, et rudimentært svar på dit spørgsmål er, at ” fordi inducerede dipoler er kendt som en af de svageste intermolekylære interaktioner, og således ville opløsningsmiddel-opløste interaktioner ikke frigive nok energi, bliver dannet, så $ \ Delta H > 0 $ . Dette vil betyde, at det termodynamisk er “mere gunstigt for opløsningsmidlet -opløsningsinteraktion, der ikke skal brydes, og derfor ingen opløsning “.

Som konklusion vil jeg sige ” ja, polariteten af opløsningsmidlet / opløsningsmidlet spiller en vigtig regel til bestemmelse af opløselighed eller uopløselighed. Men det er ikke halvdelen af det. ” En lille gennemgang af sagen kan findes nedenfor.

$ \ color {grå} {\ textit {Jeg ved ikke engang, hvorfor jeg gør dette.} \\\ \ textit {En generel, receptpligtig regel kan hovedsageligt forklares med en anden forenklet opfattelse af sagen.} \\ \ \ textit {læs ikke videre, hvis du ikke er interesseret.}} $

Det er dog ikke videnskabeligt nøjagtigt at tage entalpi i betragtning. I det mindste er det ikke, hvad der sker i det virkelige liv. Betydningen af entalpi er forbundet med konstant temperatur og tryk. Det er ikke, hvad der sker i den virkelige kemi.

For det første er det bedst, hvis vi overvejer den hydrofobe effekt (relateret til entropi), den opløste arts størrelse, opløsningshastigheden, den fælles ioneffekt, ionstyrke.

Den hydrofobe effekt:

Ligesom et system favoriserer mindst mulig energi, favoriserer det uorden. Den hydrofobe effekt kan bedre forklare, hvorfor nogle ikke-polære molekyler ikke kan opløses i vand:

Den hydrofobe effekt er den observerede tendens hos ikke-polære stoffer til at aggregeres i vandig opløsning og ekskluderer vandmolekyler. Dette sker fordi interaktioner mellem de hydrofobe molekyler tillader vandmolekyler at binde mere frit, hvilket øger systemets entropi. Ordet hydrofob betyder bogstaveligt talt ” vandfrygt, ” og det beskriver adskillelsen og tilsyneladende frastødning mellem vand og ikke-polære stoffer. – Den hydrofobe effekt, Wikipedia

Enkelt sagt, årsagen til dette er ikke godt forstået. En forenklet forklaring er, at vandets struktur giver det mulighed for at have tre frihedsgrader, og det kan danne fire hydrogenbindinger. Hvis det gør det, kan det ikke orientere sig så let som muligt, og dermed ville entropien falde. Så for at favorisere entropi skal dette ske minimalt.

Hvis du vil studere blandingens entropi , den linkede Wikipedia-artikel er meget flot.

Størrelsen af arter:

$ \ ce {AgCl} $ er mindre opløseligt i vand end $ \ ce {AgNO3} $ . Dette kan bedst beskrives med det faktum, at sølv- og klorioner har næsten samme størrelse, og derfor kan de pakkes tættere sammen. dvs. de er “sværere at bryde fra hinanden og” opløse “.

Bemærk, at ” lignende opløses som ” eller lignende regler kan ikke forklare dette. Faktisk er den imponerende delokalisering af elektronen i nitrationen kan forklare det massive interval af opløselige nitrater .

Opløsningshastighed:

Vil du sti Vil jeg kalde en art opløselig, hvis den opløses i opløsningsmidlet i en tilstrækkelig lang tidsperiode?Jeg kunne ikke forestille mig det, da de radioaktive arter med lange nok halveringstidsperioder almindeligvis tilskrives den “stabile” medalje.

Opløshastighed er ikke en termodynamisk egenskab, men en kinetisk.

Opløsning er ikke altid en øjeblikkelig proces. Den er hurtig, når salt og sukker opløses i vand, men meget langsommere for en tablet aspirin eller en stor krystal hydreret kobber ( II) sulfat. Disse observationer er konsekvensen af to faktorer: opløselighedshastigheden (i kg / s) er relateret til opløselighedsproduktet (afhængigt af temperaturen) og materialets overfladeareal. Den hastighed, hvormed et fast stof opløses, kan afhænger af dets krystallinitet eller mangel deraf i tilfælde af amorfe faste stoffer og overfladearealet (krystallitstørrelse) og tilstedeværelsen af polymorfisme. – Opløshastighed, Wikipedia

Additiver (Dispersanter):

Der er ingen forpligtelse for, at vi kun betragter eksistensen af opløst stof og opløsningsmidlet. Hvad ville du gøre, hvis du havde brug for at opløse en fedtsyre (som er hydrofob) i vand?

At få hjælp fra miceller er en måde . Dette er groft på samme måde, som fedt transporteres i blodet, og den samme mekanisme sæber bruger til at rense olie fra din hud.

Solubilisering adskiller sig fra opløsning, fordi den resulterende væske er en kolloid dispersion, der involverer en associeringskolloid. Denne suspension adskiller sig fra en ægte opløsning, og mængden af solubilizat i det micellære system kan være forskellig (ofte højere) end den regelmæssige opløselighed af solubilizatet i opløsningsmidlet. – Micellær solubilisering, Wikipedia

$ \ hspace {3ex} $
$ \ hspace {7ex} $ _{Micellær solubilisering af fedtstof i vand ved anvendelse af et dispergeringsmiddel – Andreas Dries; Kilde}

Additiver (Den almindelige ioneffekt):

Den fælles ioneffekt bruger Le Chateliers princip til at forklare den mindre opløselighed af et bestemt bundfald på grund af eksistensen af en lignende ion i opløsningen.

For eksempel er en fortyndet opløsning af magnesiumsulfat mindre opløselig, hvis noget kobber (II) sulfat opløses.

Ionstyrke:

For at udvide begreberne relateret til den fælles ioneffekt defineres ionstyrke :

Ionens styrke i en opløsning er et mål for koncentrationen af ioner i den opløsning. Ioniske forbindelser, når de opløses i vand, dissocieres til ioner. Den samlede elektrolytkoncentration i opløsning påvirker vigtige egenskaber såsom dissociation eller opløselighed af forskellige salte . af de vigtigste egenskaber ved en opløsning med opløste ioner er ionstyrken.

Ionstyrken, $ I $ , af en opløsning er en funktion af koncentrationen af alle ioner, der er til stede i den løsning. $$ I = \ frac {1} {2} \ sum \ limit ^ n_ {i = 1 } c_iz_i ^ 2 $$

hvor $ c_i $ er den molære koncentration af ion $ i $ (M, mol / L), $ z_i $ er ladningsnummeret for denne ion, og summen tages over alle ioner i løsningen. – Ionic styrke, Wikipedia (Min vægt)

Kommentarer

• Jeg troede, jeg skulle udvide aktivitetskoefficienter, og hvordan de fører til afvigelser fra ideelle opførelser af ideelle løsninger, især fra Raoult ‘ s lov, men jeg tror, at ‘ er nok til nu. : P Stadig udvidede jeg ‘ ikke til at påvirke ‘ s virkning, da det ville kræve forklaringer vedrørende deltryk.