Hvorfor ikke ' t polare og ikke-polære forbindelser oppløser hverandre?

Svært enkelt forklarer du årsaken til denne løselighetsregelen ved å ta i betraktning energikravene for å bryte intermolekylære krefter mellom molekylene i løsemidlet og løsningsmidlet.

Merk: dette er bare en forenklet forklaring, da det også avhenger av andre faktorer som som endring i entropi

Her er litt bakgrunnsinformasjon om intermolekylære krefter. I ikke-polare stoffer er det spredningskrefter mellom hvert molekyl. Disse spredningskreftene er relativt svake og krever derfor lite energi for å bryte dem. I polare stoffer er det dipoldipol og hydrogenbinding (avhengig av stoffet) mellom hvert molekyl. Disse kreftene er mye sterkere enn dispersjonskreftene og krever mer energi for å bryte.

Nå kan vi vurdere følgende tilfeller:

Ikke-polær løsemiddel og løsemiddel

For at det oppløste stoffet skal oppløses, må dispersjonskreftene mellom molekylene i det oppløste stoffet og løsningsmidlet bryte. Dette krever bare veldig lite energi. Men når det oppløste stoffet oppløses i løsningsmidlet, er de i stand til å lage dispersjonskrefter med hverandre. Fremstillingen av disse kreftene frigjør svært lite energi. Så enkelt sagt, det kreves veldig lite energi for å bryte kreftene og veldig lite energi frigjort når du lager kreftene. Derfor balanserer alt alt og prosessen skjer.

Ikke-polær løsemiddel og polar løsemiddel (og omvendt)

For at det oppløste stoffet skal oppløses i løsningsmidlet, brytes både dispersjonskrefter og dipoldipolkrefter som krever stor mengde energi. Molekylene i løsemidlet og løsningsmidlet er imidlertid bare i stand til å lage dispersjonskrefter med hverandre (ettersom de ikke er begge polare). Dette frigjør bare veldig lite energi. Derfor kreves mer energi enn frigjøres og dermed vant prosessen t happen.

Polar Solute and Solvent

For at løsemidlet skal oppløses i løsningsmidlet brytes dipol dipolkrefter som krever stor mengde energi. Men når de oppløses, er molekylene i løsemidlet og løsningsmidlet i stand til å danne dipoldipolkrefter som frigjør stor mengde energi. Derfor balanserer alt alt og prosessen skjer.

TL; DR

It » s fordi entalpiendringene av en løsning generelt ikke favoriserer oppløsning.

En lengre versjon:

For å forklare dette, blir vanligvis forklaringen om entalpiendring gitt. For forståelses skyld, la oss se hva som skjer når to forbindelser oppløses. Ta etanol som er oppløst i vann som et eksempel. Her er kjernen i hva som skjer:

1. De intermolekylære kreftene (dvs. hydrogenbindinger i dette tilfellet) i vann brytes fra hverandre. $ \ rm \ color {green} {(endotermisk)} $
2. De intermolekylære kreftene i etanol brytes fra hverandre. $ \ rm \ color {green} {(endotermisk)} $
3. En ny kraft og tiltrekning dannes mellom etanol- og vannmolekylene. $ \ rm \ color {red} {(exothermic)} $
   $ \ hspace {12ex} $
   $ \ hspace {22ex} $ _{Etanol og vann som danner hydrogenbindinger; Kilde}

Dette skjer for to arter som vil oppløses i hverandre. For ioniske oppløste stoffer er «bond cleavage» faktisk gitteret som bryter fra hverandre. Så du forventer en endoterm prosess med en økning av energi som tilsvarer entalpi av dannelse av gitter.

Du må være forsiktig med to ting:

• Løselighet er ikke binær. Vi må vanligvis indikere det med korte og forståelige (dvs. av et stort publikum) ord , og det er derfor vi bruker det. Er gips så uoppløselig i vann som kalsiumkarbonat eller så løselig som propansyre ? (Propansyre er blandbar i vann i RTP og STP)
• At » ikke-polær ikke oppløses i polar » er ikke nøyaktig. Ikke-polare oppløste stoffer er generelt uoppløselige i polare løsningsmidler. Vi kan lett tenke oss unntak. Bromvann er et eksempel på en start, men absolutt ikke det mest bemerkelsesverdige eksemplet.

Så spørsmål som kommer til tankene er,

Hvis prosessen for oppløsning kommer til å være den samme for polære eller ikke-polare molekyler og grovt den samme for molekyler med hydrogen binding og for ioniske forbindelser, hvorfor er noen oppløste stoffer uoppløselige i noen løsemidler?

Som vi så, er det to endotermiske prosesser og en eksoterm prosess involvert. Svært enkelt sagt, et rudimentært svar på spørsmålet ditt er at » fordi induserte dipoler er kjent som en av de svakeste intermolekylære interaksjonene og dermed vil løsningsmiddel-løsemiddelinteraksjoner ikke frigjøre nok energi mens blir dannet, så $ \ Delta H > 0 $ . Dette vil bety at termodynamisk er det gunstigere for løsningsmidlet -løsningsmiddelinteraksjon som ikke skal brytes og dermed ingen oppløsning «.

I en konklusjon vil jeg si » ja, polariteten til løsemidlet / løsningsmidlet spiller en viktig regel for å bestemme løselighet eller uoppløselighet. Men det er ikke halvparten av det. » En liten gjennomgang av saken finner du nedenfor.

$ \ color {grå} {\ textit {Jeg vet ikke engang hvorfor jeg gjør dette.} \\\ \ textit {En generell, forskriftsmessig regel kan forklares hovedsakelig med en annen forenklet oppfatning av saken.} \\ \ \ textit {Les ikke videre hvis du ikke er interessert.}} $

Bare å ta entalpi i betraktning er imidlertid ikke vitenskapelig nøyaktig. I det minste er det ikke det som skjer i det virkelige liv. Betydningen av entalpi er assosiert med konstant temperatur og trykk. Det er ikke det som skjer i den virkelige kjemi.

For det første er det best hvis vi tar i betraktning den hydrofobe effekten (relatert til entropi), størrelsen på den oppløste arten, oppløsningshastigheten, den vanlige ioneffekten, ionestyrken.

Den hydrofobe effekten:

Akkurat som et system favoriserer minst mulig potensiell energi, favoriserer det uorden. Den hydrofobe effekten kan bedre forklare hvorfor noen ikke-polare molekyler ikke kan «oppløses i vann: løsning og ekskludere vannmolekyler. Dette skjer fordi interaksjoner mellom de hydrofobe molekylene tillater vannmolekyler å binde seg mer fritt, noe som øker entropien til systemet. Ordet hydrofob betyr bokstavelig talt » » og den beskriver segregeringen og tilsynelatende frastøting mellom vann og ikke-polare stoffer. – Den hydrofobe effekten, Wikipedia

Enkelt sagt, årsaken til dette er ikke godt forstått. En forenklet forklaring er at vannstrukturen gjør det mulig å ha tre frihetsgrader, og det kan danne fire hydrogenbindinger. Hvis den gjør det, kan den ikke orientere seg så lett som mulig, og dermed vil entropien avta. Så for å favorisere entropi, må dette skje minimalt.

Hvis du vil studere blandingens entropi , den linkede Wikipedia-artikkelen er veldig fin.

Størrelsen på arten:

$ \ ce {AgCl} $ er mindre oppløselig i vann enn $ \ ce {AgNO3} $ . Dette kan best beskrives med at sølv- og klorioner er nesten like store, og dermed kan de pakkes tettere sammen. dvs. de er vanskeligere å bryte fra hverandre og «oppløses».

Merk at » som oppløses som » eller lignende regler kan ikke forklare dette. Egentlig er den imponerende delokaliseringen av elektronet i nitrationen kan forklare det enorme området oppløselige nitrater .

Oppløsningshastighet:

Vil du sti Kan jeg kalle en art løselig hvis den oppløses i løsningsmidlet i en tilstrekkelig tidsperiode?Jeg kan ikke forestille meg det, siden den radioaktive arten med lange nok halveringstid er ofte tilskrevet den «stabile» medaljen.

Oppløsningshastighet er ikke en termodynamisk egenskap, men en kinetisk.

Oppløsning er ikke alltid en øyeblikkelig prosess. Den er rask når salt og sukker oppløses i vann, men mye langsommere for en tablett aspirin eller en stor krystall av hydratisert kobber ( II) sulfat. Disse observasjonene er konsekvensen av to faktorer: løselighetshastigheten (i kg / s) er relatert til oppløselighetsproduktet (avhengig av temperatur) og overflatearealet til materialet. Hastigheten hvorpå et fast stoff oppløses kan avhenger av dets krystallinitet eller mangel på dette i tilfelle amorfe faste stoffer og overflatearealet (krystallittstørrelse) og tilstedeværelsen av polymorfisme. – Oppløsningshastighet, Wikipedia

Tilsetningsstoffer (dispergeringsmidler):

Det er ingen forpliktelse at vi bare anser eksistensen av løsemiddel og løsningsmidlet. Hva ville du gjort hvis du trengte å oppløse en fettsyre (som er hydrofob) i vann?

Å få hjelp fra miceller er en måte . Dette er grovt på samme måte som fett transporteres i blodet, og den samme mekanismen såper bruker for å rense olje fra huden din.

Solubilisering er forskjellig fra oppløsning fordi den resulterende væsken er en kolloid dispersjon som involverer en assosiasjonskolloid. Denne suspensjonen er forskjellig fra en ekte løsning, og mengden av solubilisat i det micellære systemet kan være forskjellig (ofte høyere) enn den vanlige løseligheten av solubilisatet i løsningsmidlet. – Micellar solubilisering, Wikipedia

$ \ hspace {3ex} $
$ \ hspace {7ex} $ _{Micellær solubilisering av fettstoffer i vann ved bruk av et dispergeringsmiddel – Andreas Dries; Kilde}

Tilsetningsstoffer (Den vanlige ioneffekten):

Den vanlige ioneffekten bruker Le Chatelier «-prinsippet for å forklare mindre løselighet av et bestemt bunn på grunn av eksistensen av et lignende ion i løsningen.

For eksempel er en fortynnet oppløsning av magnesiumsulfat mindre løselig hvis noe kobber (II) sulfat er oppløst.

Ionisk styrke:

For å utvide begrepene relatert til den vanlige ioneffekten, er ionstyrke definert:

ionestyrken til en løsning er et mål på konsentrasjonen av ioner i den løsningen. ioniske forbindelser, når de er oppløst i vann, dissosieres til ioner. Den totale elektrolyttkonsentrasjonen i oppløsningen vil påvirke viktige egenskaper som dissosiasjon eller løselighet til forskjellige salter . av hovedegenskapene til en løsning med oppløste ioner er ionestyrken.

Ionstyrken, $ I $ , til en løsning er en funksjon av konsentrasjonen av alle ioner som er tilstede i den løsningen. $$ I = \ frac {1} {2} \ sum \ limits ^ n_ {i = 1 } c_iz_i ^ 2 $$

der $ c_i $ er den molare konsentrasjonen av ion $ i $ (M, mol / L), $ z_i $ er ladetallet for det ionet, og summen blir tatt over alle ioner i løsningen. – Ionic styrke, Wikipedia (Vekt min)

Kommentarer

• Jeg tenkte at jeg burde utvide aktivitetskoeffisienter og hvordan de fører til avvik fra ideelle oppføringer av ideelle løsninger, spesielt fra Raoult ‘ s lov, men jeg tror at ‘ er nok for nå. : P Fortsatt utvidet jeg ‘ ikke på trykk ‘ s effekt, siden det ville kreve forklaringer angående deltrykk.