- Proprietățile soluțiilor apoase
- De ce se dizolvă unele solide în apă?
- Reguli de solubilitate
- Exemple de solubilitate în soluții apoase
- Exemplul 1: Ce se întâmplă când Ba (NU)
- Exemplul 2: Ce se întâmplă când Pb (NU)
- Referințe
Soluțiile apoase sunt soluții care utilizează apa pentru a descompune o substanță. De exemplu, apă de noroi sau zahăr. Când o specie chimică s-a dizolvat în apă, aceasta este notată prin scrierea (aq) după denumirea chimică.
Substanțele hidrofile (iubitoare de apă) și mulți compuși ionici se dizolvă sau se disociază în apă. De exemplu, când sarea de masă sau clorura de sodiu se dizolvă în apă, se disociază în ionii săi pentru a forma Na + (aq) și Cl- (aq).
Figura 1: soluție apoasă de dicromat de potasiu.
Substanțele hidrofobe (cu frică de apă), în general, nu se dizolvă în apă și nu formează soluții apoase. De exemplu, amestecarea uleiului și a apei nu duce la dizolvarea sau disocierea.
Mulți compuși organici sunt hidrofobi. Non-electroliții se pot dizolva în apă, dar nu se disociează în ioni și își mențin integritatea ca molecule. Exemple de non-electroliți includ zahăr, glicerol, uree și metilsulfonilmetan (MSM).
Proprietățile soluțiilor apoase
Soluțiile apoase conduc adesea electricitate. Soluțiile care conțin electroliți puternici tind să fie conductoare electrice bune (de exemplu, apa de mare), în timp ce soluțiile care conțin electroliți slabi tind să fie conductoare slabe (de exemplu, apa de la robinet).
Motivul este că electroliții puternici se disociază complet în ioni în apă, în timp ce electroliții slabi se disociază incomplet.
Când reacțiile chimice dintre specii apar într-o soluție apoasă, reacțiile sunt de obicei reacții de deplasare dublă (numite și metateză sau dublă substituție).
În acest tip de reacție, cationul într-un reactiv ia locul cationului în celălalt reactiv, formând de obicei o legătură ionică. Un alt mod de a-l gândi este faptul că ionii reactivi „schimbă partenerii”.
Reacțiile în soluție apoasă pot duce la produse solubile în apă sau care pot produce un precipitat.
Un precipitat este un compus cu o solubilitate scăzută, care adesea cade din soluție ca un solid.
Termenii acid, bază și pH se aplică numai soluțiilor apoase. De exemplu, puteți măsura pH-ul sucului de lămâie sau al oțetului (două soluții apoase) și sunt acizi slabi, dar nu puteți obține informații semnificative din testarea uleiului vegetal cu hârtie pH.
De ce se dizolvă unele solide în apă?
Zahărul pe care îl folosim pentru a îndulci cafeaua sau ceaiul este un solid molecular, în care moleculele individuale sunt ținute împreună de forțe intermoleculare relativ slabe.
Când zahărul se dizolvă în apă, legăturile slabe dintre moleculele de zaharoză individuale sunt rupte și aceste molecule C12H22O11 sunt eliberate în soluție.
Figura 1: dizolvarea zahărului în apă.
Este nevoie de energie pentru a rupe legăturile dintre moleculele C12H22O11 din zaharoză. De asemenea, este nevoie de energie pentru a rupe legăturile de hidrogen din apă, care trebuie rupte pentru a introduce una dintre aceste molecule de zaharoză în soluție.
Zahărul se dizolvă în apă, deoarece energia este eliberată când moleculele ușor polioase de zaharoză formează legături intermoleculare cu moleculele polare de apă.
Legăturile slabe care se formează între solut și solvent compensează energia necesară pentru a modifica structura atât a solutului pur, cât și a solventului.
În cazul zahărului și al apei, acest proces funcționează atât de bine încât până la 1800 de grame de zaharoză pot fi dizolvate într-un litru de apă.
Solidele ionice (sau sărurile) conțin ioni pozitivi și negativi, care sunt ținuți împreună datorită forței mari de atracție între particule cu sarcini opuse.
Când unul dintre acești solizi se dizolvă în apă, ionii care alcătuiesc solidul sunt eliberați în soluție, unde se asociază cu moleculele de solvent polar.
Figura 2: Dizolvarea clorurii de sodiu în apă.
NaCl (e) »Na + (aq) + Cl- (aq)
În general putem presupune că sărurile se disociază în ionii lor atunci când sunt dizolvate în apă.
Compușii ionici se dizolvă în apă dacă energia eliberată atunci când ionii interacționează cu moleculele de apă depășește energia necesară pentru a rupe legăturile ionice în solid și energia necesară pentru a separa moleculele de apă, astfel încât ionii să poată fi introduse în soluția.
Reguli de solubilitate
În funcție de solubilitatea unei solute, există trei rezultate posibile:
1) Dacă soluția are o soluție mai mică decât cantitatea maximă pe care este capabilă să o dizolve (solubilitatea sa), este o soluție diluată;
2) Dacă cantitatea de solut este exact aceeași cantitate ca și solubilitatea sa, aceasta este saturată;
3) Dacă există mai mult solut decât este capabil să se dizolve, excesul de solut se separă de soluție.
Dacă acest proces de separare include cristalizarea, acesta formează un precipitat. Precipitația reduce concentrația solutului la saturație pentru a crește stabilitatea soluției.
Următoarele sunt regulile de solubilitate pentru solidele ionice comune. Dacă două reguli par să se contrazică, precedentul are prioritate.
1- Sărurile care conțin elemente din grupa I (Li + , Na + , K + , Cs + , Rb + ) sunt solubile. Există puține excepții de la această regulă. Sărurile care conțin ionul de amoniu (NH 4 + ) sunt de asemenea solubili.
2- Sărurile care conțin nitrat (NO 3 - ) sunt, în general, solubile.
3- Sărurile care conțin Cl -, Br - sau I - sunt, în general, solubile. Excepții importante de la această regulă sunt sărurile halogenate de Ag + , Pb2 + și (Hg2) 2+ . Astfel, AgCl, PbBr 2 și Hg 2 Cl 2 sunt insolubile.
4- Majoritatea sărurilor de argint sunt insolubile. AgNO 3 și Ag (C 2 H 3 O 2 ) sunt săruri solubile obișnuite de argint; Practic, toate celelalte sunt insolubile.
5- Majoritatea sărurilor sulfatate sunt solubile. Excepțiile majore de la această regulă includ CaSO 4 , BaSO 4 , PbSO 4 , Ag 2 SO 4 și SrSO 4 .
6- Majoritatea sărurilor hidroxidice sunt doar ușor solubile. Sărurile hidroxidice ale elementelor din grupa I sunt solubile. Sărurile hidroxidice ale elementelor din grupa II (Ca, Sr și Ba) sunt ușor solubile.
Sărurile de hidroxid de metale de tranziție și Al 3 + sunt insolubile. Astfel, Fe (OH) 3 , Al (OH) 3 , Co (OH) 2 nu sunt solubile.
7- Majoritatea sulfurilor metalice de tranziție sunt foarte insolubile, incluzând CdS, FeS, ZnS și Ag 2 S. Sulfurile de arsen, antimoniu, bismut și plumb sunt, de asemenea, insolubile.
8- Carbonatele sunt deseori insolubile. Carbonați Grupa II (CaCO 3 , SrCO 3 și Baco 3 ) sunt insolubile, cum sunt Feco 3 și PBCO 3 .
9- Cromatii sunt deseori insolubili. Exemple includ PbCrO 4 și BaCrO 4 .
10- Fosfatii precum Ca 3 (PO 4 ) 2 și Ag 3 PO 4 sunt deseori insolubili.
11- Fluorurile precum BaF 2 , MgF 2 și PbF 2 sunt deseori insolubile.
Exemple de solubilitate în soluții apoase
Cola, apa sărată, ploaia, soluțiile acide, soluțiile de bază și soluțiile de sare sunt exemple de soluții apoase. Când aveți o soluție apoasă, puteți induce un precipitat prin reacții de precipitare.
Reacțiile de precipitare sunt uneori numite reacții de „dubla deplasare”. Pentru a determina dacă se va forma un precipitat atunci când se amestecă soluții apoase ale doi compuși:
- Înregistrați toți ionii în soluție.
- Combinați-le (cation și anion) pentru a obține toate precipitațiile potențiale.
- Folosiți regulile de solubilitate pentru a determina care (dacă există) combinație (e) este insolubilă și se va precipita.
Exemplul 1: Ce se întâmplă când Ba (NU)
Ionii prezenți în soluție: Ba 2+ , NO 3 - , Na + , CO 3 2-
Precipitați potențiale: Baco 3 , NaNO3
Solubilitate Reguli: Baco 3 este insolubil (regula 5), NaNO 3 este solubil (regula 1).
Ecuația chimică completă:
Ba (NO 3 ) 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) »Baco 3 (s) + 2NaNO 3 (aq)
Ecuația ionică netă:
Ba 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) »BaCO 3 (s)
Exemplul 2: Ce se întâmplă când Pb (NU)
Ionii prezenți în soluție: Pb 2+ , NO 3 - , NH 4 + , I -
Precipitatelor Potential: PbI 2 , NH 4 NO 3
Reguli Solubilitate: PbI 2 este insolubil (regula 3), NH 4 NO 3 este solubil (regula 1).
Ecuația chimică completă: Pb (NO 3 ) 2 (aq) + 2NH 4 I (aq) »PbI 2 (s) + 2NH 4 NO 3 (aq)
Ecuația ionică netă: Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) »PbI 2 (s).
Referințe
- Anne Marie Helmenstine. (2017, 10 mai). Definiția apoasă (soluție apoasă). Recuperat de la thinkco.com.
- Anne Marie Helmenstine. (2017, 14 mai). Definiția soluției apoase în chimie. Recuperat de la thinkco.com.
- Antoinette Mursa, KW (2017, 14 mai). Reguli de solubilitate. Recuperat din chem.libretexts.org.
- Soluții apoase. (SF). Recuperat din saylordotorg.github.io.
- Berkey, M. (2011, 11 noiembrie). Soluții apoase: definiție și exemple. Recuperat de pe youtube.com.
- Reacții în soluție apoasă. (SF). Recuperat din chimie.bd.psu.edu.
- Reid, D. (SF). Soluție apoasă: definiție, reacție și exemplu. Recuperat din studiu.com.
- Solubilitate. (SF). Recuperat din chemed.chem.purdue.edu.