Waarom lossen ' t polaire en niet-polaire verbindingen elkaar niet op?

Heel eenvoudig, je legt de reden voor deze oplosbaarheidsregel uit door rekening te houden met de energie-eisen voor het breken van intermoleculaire krachten tussen de moleculen in de opgeloste stof en het oplosmiddel.

Opmerking: dit is slechts een vereenvoudigde uitleg, aangezien het ook afhankelijk is van andere factoren, zoals als verandering in entropie

Hier is wat achtergrondinformatie over intermoleculaire krachten. Bij niet-polaire stoffen zijn er verspreidingskrachten tussen elk molecuul. Deze dispersiekrachten zijn relatief zwak en hebben daarom maar weinig energie nodig om ze te breken. In polaire stoffen zijn er dipool-dipool en waterstofbinding (afhankelijk van de stof) tussen elk molecuul. Deze krachten zijn veel sterker dan verspreidingskrachten en vereisen meer energie om te breken.

Laten we nu eens kijken naar de volgende gevallen:

Niet-polaire opgeloste stof en oplosmiddel

Om de opgeloste stof op te lossen, moeten de dispersiekrachten tussen de moleculen in de opgeloste stof en het oplosmiddel breken. Dit kost maar heel weinig energie. Wanneer de opgeloste stof echter in het oplosmiddel oplost, zijn ze in staat om dispersiekrachten met elkaar te maken. Bij het maken van deze krachten komt heel weinig energie vrij. Simpel gezegd, er is heel weinig energie nodig om de krachten te breken en er komt heel weinig energie vrij bij het maken van de krachten. Daarom komt alles in evenwicht en vindt het proces plaats.

Niet-polaire opgeloste stof en polair oplosmiddel (en vice versa)

Om de opgeloste stof op te lossen in het oplosmiddel, worden zowel de dispersiekrachten als de dipool-dipoolkrachten verbroken die een grote hoeveelheid energie vereisen. De moleculen in de opgeloste stof en het oplosmiddel zijn echter alleen in staat om dispersiekrachten met elkaar te maken (aangezien ze niet allebei polair zijn). Hierdoor komt er maar heel weinig energie vrij. Daarom is er in het algemeen meer energie nodig dan er vrijkomt en daarom wint het proces. gebeurt niet.

Polair opgeloste stof en oplosmiddel

Om de opgeloste stof op te lossen In het oplosmiddel worden dipool-dipoolkrachten doorbroken die veel energie vergen. Wanneer ze echter oplossen, kunnen de moleculen in de opgeloste stof en het oplosmiddel dipool-dipoolkrachten vormen die een grote hoeveelheid energie vrijgeven. Daarom komt alles in evenwicht en vindt het proces plaats.

TL; DR

It ” s omdat de enthalpie-veranderingen van een oplossing in het algemeen niet de voorkeur geven aan ontbinding.

Een langere versie:

Om dit uit te leggen wordt meestal de enthalpie-verandering uitgelegd. Laten we voor de begrijpelijkheid eens kijken wat er gebeurt als twee verbindingen oplossen. Neem bijvoorbeeld ethanol dat in water oplost. Hier is de kern van wat er gebeurt:

1. De intermoleculaire krachten (dwz waterstofbruggen in dit geval) in water breken uit elkaar. $ \ rm \ color {green} {(endotherm)} $
2. De intermoleculaire krachten in ethanol vallen uiteen. $ \ rm \ color {green} {(endotherm)} $
3. Er wordt een nieuwe kracht en aantrekkingskracht gevormd tussen de ethanol- en watermoleculen. $ \ rm \ color {red} {(exotherm)} $
   $ \ hspace {12ex} $
   $ \ hspace {22ex} $ _{Ethanol en water vormen waterstofbruggen; Bron}

Dit gebeurt voor twee soorten die in elkaar oplossen. Voor ionische opgeloste stoffen is de “bindingssplitsing” eigenlijk het uit elkaar vallen van het rooster. Dus je zou een endotherm proces verwachten met een energiewinst die gelijk is aan de enthalpie van de vorming van een rooster.

Je moet op twee dingen letten:

• Oplosbaarheid is niet binair. We moeten het meestal aangeven met korte en begrijpelijke (dwz door een groot publiek) woorden , en daarom gebruiken we het. Is gips zo onoplosbaar in water als calciumcarbonaat of zo oplosbaar als propaanzuur ? (Propaanzuur is mengbaar met water in RTP en STP)
• Dat ” niet-polair lost niet op in polair ” is niet nauwkeurig. Niet-polaire opgeloste stoffen zijn over het algemeen onoplosbaar in polaire oplosmiddelen. We kunnen gemakkelijk uitzonderingen bedenken. Broomwater is een voorbeeld om te beginnen, maar zeker niet het meest opmerkelijke voorbeeld.

Dus de vraag die bij me opkomt is:

Of het oplossingsproces hetzelfde zal zijn voor polaire of niet-polaire moleculen en grofweg hetzelfde voor moleculen met waterstof binding en voor ionische verbindingen, waarom zijn sommige opgeloste stoffen onoplosbaar in sommige oplosmiddelen?

Zoals we zagen, zijn er twee endotherme processen en een exotherm proces betrokken. Heel eenvoudig gezegd, een rudimentair antwoord op uw vraag is dat ” omdat geïnduceerde dipolen bekend staan als een van de zwakste intermoleculaire interacties en de interacties tussen oplosmiddel en opgeloste stof dus niet genoeg energie zouden vrijgeven terwijl wordt gevormd, dus $ \ Delta H > 0 $ . Dit zou betekenen dat het thermodynamisch gunstiger is voor het oplosmiddel -solvent interactie mag niet worden verbroken en dus geen ontbinding “.

Tot slot zou ik zeggen ” ja, de polariteit van de opgeloste stof / het oplosmiddel speelt een belangrijke regel bij het bepalen van de oplosbaarheid of onoplosbaarheid. Maar dat is niet de helft. ” Een korte bespreking van de kwestie is hieronder te vinden.

$ \ color {grey} {\ textit {Ik weet niet eens waarom ik dit doe.} \\\ \ textit {Een algemene, prescriptieve regel kan voornamelijk worden verklaard door een andere simplistische kijk op de zaak.} \\ \ \ textit {Lees niet verder als je niet geïnteresseerd bent.}} $

Alleen al rekening houden met de enthalpie is wetenschappelijk niet correct. Dat is tenminste niet wat er in het echte leven gebeurt. De betekenis van enthalpie wordt geassocieerd met constante temperatuur en druk. Dat is niet wat er gebeurt in de echte chemie.

Om te beginnen is het het beste als we kijken naar het hydrofobe effect (gerelateerd aan entropie), de grootte van de opgeloste stof, de oplossnelheid, het gewone ioneneffect, ionsterkte.

Het hydrofobe effect:

Net zoals een systeem de voorkeur geeft aan de minst potentiële energie, is het ook gunstig voor wanorde. Het hydrofobe effect kan beter verklaren waarom sommige niet-polaire moleculen “niet in water kunnen oplossen:

Het hydrofobe effect is de waargenomen neiging van niet-polaire stoffen om te aggregeren in waterige oplossing en sluit watermoleculen uit. Dit gebeurt omdat interacties tussen de hydrofobe moleculen ervoor zorgen dat watermoleculen vrijer kunnen binden, waardoor de entropie van het systeem toeneemt. Het woord hydrofoob betekent letterlijk ” watervrees, ” en het beschrijft de scheiding en schijnbare afstoting tussen water en niet-polaire stoffen. – Het hydrofobe effect, Wikipedia

Simpel gezegd, de reden hiervoor is niet goed begrepen. Een vereenvoudigde verklaring is dat de structuur van water het mogelijk maakt dat het drie vrijheidsgraden heeft en dat het vier waterstofbruggen kan vormen. Als dit het geval is, kan het “niet zo gemakkelijk oriënteren als het zou kunnen en dus zou de entropie afnemen. Om entropie te bevorderen, moet dit minimaal gebeuren.

Als je entropie van mengen , het gelinkte Wikipedia-artikel is erg mooi.

De grootte van de soort:

$ \ ce {AgCl} $ is minder oplosbaar in water dan $ \ ce {AgNO3} $ . Dit kan het beste worden beschreven met het feit dat zilver- en chloorionen bijna dezelfde grootte hebben, en daarom kunnen ze dichter bij elkaar zijn gepakt. dwz dat ze “moeilijker uit elkaar te halen zijn en” oplossen “.

Merk op dat ” like lost zoals ” of gelijkaardige regels dit niet kan verklaren. Eigenlijk kan de indrukwekkende verplaatsing van het elektron in het nitraation kan het enorme bereik van oplosbare nitraten verklaren.

Oplossingssnelheid:

Zou je blijven Zal een soort oplosbaar worden genoemd als deze binnen een voldoende lange tijd in het oplosmiddel oplost?Ik zou het me niet voorstellen, aangezien de radioactieve soorten met voldoende lange halfwaardetijden gewoonlijk de stabiele medaille krijgen.

De oplossnelheid is geen thermodynamische eigenschap, maar een kinetische.

Oplossen is niet altijd een onmiddellijk proces. Het is snel wanneer zout en suiker oplossen in water, maar veel langzamer voor een tablet aspirine of een grote kristal van gehydrateerd koper ( II) sulfaat. Deze waarnemingen zijn het gevolg van twee factoren: de oplossnelheid (in kg / s) is gerelateerd aan het oplosbaarheidsproduct (afhankelijk van temperatuur) en het oppervlak van het materiaal. De snelheid waarmee een vaste stof oplost, kan zijn afhankelijk van de kristalliniteit of het ontbreken daarvan in het geval van amorfe vaste stoffen en het oppervlak (kristallietgrootte) en de aanwezigheid van polymorfisme. – Oplossingssnelheid, Wikipedia

Additieven (dispergeermiddelen):

Er is geen verplichting dat we alleen rekening houden met de bestaan van opgeloste stof en het oplosmiddel. Wat zou u doen als u een vetzuur (dat hydrofoob is) in water zou moeten oplossen?

Hulp krijgen van micellen is een manier . Dit is grofweg dezelfde manier waarop vetten in het bloed worden getransporteerd, en hetzelfde mechanisme dat zepen gebruiken om olie van je huid te reinigen.

Oplosbaarheid verschilt van oplossen omdat de resulterende vloeistof een colloïdale dispersie is met een associatiecolloïde. Deze suspensie onderscheidt zich van een echte oplossing, en de hoeveelheid van het solubilizaat in het micellaire systeem kan verschillen (vaak hoger) dan de normale oplosbaarheid van het solubilizaat in het oplosmiddel. – Micellaire solubilisatie, Wikipedia

$ \ hspace {3ex} $
$ \ hspace {7ex} $ _{Micellaire oplosbaarheid van vetachtige stoffen in water met behulp van een dispergeermiddel – Andreas Dries; Bron}

Additieven (het algemene ioneffect):

Het algemene ioneffect gebruikt het principe van Le Chatelier om de mindere oplosbaarheid van een bepaald neerslag te verklaren vanwege het bestaan van een vergelijkbaar ion in de oplossing.

Een verdunde oplossing van magnesiumsulfaat is bijvoorbeeld minder oplosbaar als er wat koper (II) sulfaat is opgelost.

Ionische sterkte:

Om de concepten met betrekking tot het gewone ioneneffect uit te breiden, wordt ionsterkte gedefinieerd:

De ionsterkte van een oplossing is een maat voor de concentratie van ionen in die oplossing. Ionische verbindingen, opgelost in water, dissociëren in ionen. De totale elektrolytconcentratie in oplossing heeft invloed op belangrijke eigenschappen zoals de dissociatie of de oplosbaarheid van verschillende zouten . Een van de belangrijkste kenmerken van een oplossing met opgeloste ionen is de ionsterkte.

De ionsterkte, $ I $ , van een oplossing is een functie van de concentratie van alle ionen die in die oplossing aanwezig zijn. $$ I = \ frac {1} {2} \ sum \ limieten ^ n_ {i = 1 } c_iz_i ^ 2 $$

waarbij $ c_i $ de molaire concentratie van ionen is $ i $ (M, mol / L), $ z_i $ is het ladingsnummer van dat ion, en de som wordt over alle ionen in de oplossing. – Ionische sterkte, Wikipedia (nadruk van mij)

Reacties

• Ik dacht dat ik moest uitweiden over activiteitscoëfficiënten en hoe deze leiden tot afwijkingen van ideaal gedrag van ideale oplossingen, in het bijzonder. van Raoult ‘ s wet, maar ik denk dat ‘ voorlopig genoeg is. : P Toch heb ik ‘ het effect van druk ‘ niet uitgebreid, aangezien het uitleg zou vereisen over partiële drukken.