Τι είναι οι υδατικές λύσεις;

Το υδατικά διαλύματα είναι εκείνες οι λύσεις που χρησιμοποιούν νερό για να διαλύσουν μια ουσία. Για παράδειγμα, λάσπη ή ζάχαρη.

Όταν ένα χημικό είδος έχει διαλυθεί σε νερό, αυτό υποδηλώνεται με γράψιμο (aq) μετά το χημικό όνομα (Reid, S.F.).

Υδρόφιλες ουσίες (που αγαπούν το νερό) και πολλές ιονικές ενώσεις διαλύονται ή διαχωρίζονται στο νερό.

Για παράδειγμα, όταν το επιτραπέζιο αλάτι ή χλωριούχο νάτριο διαλύεται σε νερό, διίσταται σε ιόντα για να σχηματίσουν Na + (aq) και Cl- (aq).

Οι υδρόφοβες ουσίες (που φοβούνται το νερό) γενικά δεν διαλύονται στο νερό ή σχηματίζουν υδατικά διαλύματα. Για παράδειγμα, η ανάμειξη ελαίου και νερού δεν οδηγεί σε διάλυση ή διάσπαση.

Πολλές οργανικές ενώσεις είναι υδρόφοβες. Οι μη ηλεκτρολύτες μπορούν να διαλυθούν στο νερό, αλλά δεν διαχωρίζονται σε ιόντα και διατηρούν την ακεραιότητά τους ως μόρια.

Παραδείγματα μη ηλεκτρολυτών περιλαμβάνουν τη ζάχαρη, τη γλυκερόλη, την ουρία και το μεθυλοσουλφονυλομεθάνιο (MSM) (Anne Marie Helmenstine, 2017).

Ιδιότητες των υδατικών διαλυμάτων

Τα υδατικά διαλύματα συνήθως διεξάγουν ηλεκτρική ενέργεια. Διαλύματα που περιέχουν ισχυροί ηλεκτρολύτες τείνουν να είναι καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού (π.χ., θαλάσσιο νερό), ενώ διαλύματα που περιέχουν αδύναμους ηλεκτρολύτες τείνουν να είναι κακοί αγωγοί (για παράδειγμα, το νερό της βρύσης).

Ο λόγος είναι ότι οι ισχυροί ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται πλήρως στα ιόντα στο νερό, ενώ οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται ατελείωτα..

Όταν οι χημικές αντιδράσεις εμφανίζονται μεταξύ των ειδών σε ένα υδατικό διάλυμα, οι αντιδράσεις είναι συνήθως αντιδράσεις διπλής μετατόπισης (που ονομάζονται επίσης μετάθεση ή διπλή υποκατάσταση).

Σε αυτόν τον τύπο αντίδρασης, το κατιόν ενός αντιδραστηρίου παίρνει τη θέση για το κατιόν στο άλλο αντιδραστήριο, σχηματίζοντας τυπικά έναν ιοντικό δεσμό. Ένας άλλος τρόπος σκέψης είναι ότι τα αντιδραστικά ιόντα "αλλάζουν εταίρους".

Οι αντιδράσεις σε υδατικό διάλυμα μπορούν να οδηγήσουν σε προϊόντα που είναι διαλυτά στο νερό ή μπορούν να παράγουν ένα ίζημα.

Ένα ίζημα είναι μια ένωση με χαμηλή διαλυτότητα που συχνά πέφτει έξω από το διάλυμα ως ένα στερεό (Aqueous Solutions, S.F.).

Οι όροι οξύ, βάση και ρΗ ισχύουν μόνο για υδατικά διαλύματα. Για παράδειγμα, μπορεί κανείς να μετρήσει το ρΗ του χυμού λεμονιού ή ξύδι (δύο υδατικά διαλύματα) και είναι ασθενή οξέα, αλλά δεν μπορούν να λάβουν οποιαδήποτε σημαντική πληροφορία δοκιμή φυτικού ελαίου με χάρτη ρΗ (Anne Marie Helmenstine, Υδατικό Ορισμός, 2017).

Γιατί κάποια στερεά διαλύονται στο νερό?

Το σάκχαρο που χρησιμοποιούμε για την γλύκανση του καφέ ή του τσαγιού είναι ένα μοριακό στερεό, στο οποίο τα μεμονωμένα μόρια συγκρατούνται από σχετικά αδύναμες διαμοριακές δυνάμεις.

Όταν ζάχαρη διαλύεται σε νερό, οι αδύναμοι δεσμοί μεταξύ των επιμέρους μορίων της σακχαρόζης σπασμένα, και αυτά τα μόρια απελευθερώνονται διάλυμα C12H22O11.

Απαιτείται ενέργεια για να διασπαστούν οι δεσμοί μεταξύ των μορίων C12H22O11 σε σακχαρόζη. Παίρνει επίσης ενέργεια για να σπάσει τους δεσμούς υδρογόνου στο νερό που πρέπει να διακοπεί για να εισαχθεί ένα από αυτά τα μόρια σακχαρόζης σε διάλυμα.

Η ζάχαρη διαλύεται στο νερό επειδή η ενέργεια απελευθερώνεται όταν τα ελαφρώς πολικά μόρια της σακχαρόζης σχηματίζουν ενδομοριακούς δεσμούς με πολικά μόρια νερού.

Οι αδύναμοι δεσμοί που σχηματίζονται μεταξύ της διαλελυμένης ουσίας και του διαλύτη αντισταθμίζουν την ενέργεια που απαιτείται για να μεταβάλλεται η δομή τόσο της καθαρής διαλελυμένης ουσίας όσο και του διαλύτη.

Στην περίπτωση της ζάχαρης και του νερού, αυτή η διαδικασία λειτουργεί τόσο καλά ώστε μέχρι 1.800 γραμμάρια σακχαρόζης μπορεί να διαλυθεί σε ένα λίτρο νερού.

Τα ιονικά στερεά (ή τα άλατα) περιέχουν θετικά και αρνητικά ιόντα, τα οποία συγκρατούνται μαζί χάρη στη μεγάλη δύναμη έλξης μεταξύ σωματιδίων με αντίθετα φορτία.

Όταν ένα από αυτά τα στερεά διαλύεται στο νερό, τα ιόντα που σχηματίζουν το στερεό απελευθερώνονται σε διάλυμα, όπου συνδέονται με μόρια πολικών διαλυτών (Berkey, 2011).

NaCl (-α) "Να + (υδατ.) + Cl- (aq)

Μπορούμε γενικά να υποθέσουμε ότι τα άλατα διίστανται στα ιόντα τους όταν διαλύονται στο νερό.

Οι ιονικές ενώσεις διαλύονται σε νερό, εάν η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν τα ιόντα αλληλεπιδρούν με τα μόρια του νερού αντισταθμίζει την απαιτούμενη για να σπάσουν τα ιοντικούς δεσμούς στο στερεό ενέργειας και την ενέργεια που απαιτείται για το διαχωρισμό των μορίων του νερού για τα ιόντα μπορεί να εισαχθεί σε το διάλυμα (Διαλυτότητα, SF).

Κανόνες διαλυτότητας

Ανάλογα με τη διαλυτότητα μιας διαλυμένης ουσίας, υπάρχουν τρία πιθανά αποτελέσματα:

1) εάν το διάλυμα έχει λιγότερη διαλυμένη ουσία από τη μέγιστη ποσότητα που είναι ικανή να διαλύσει (η διαλυτότητα του), είναι ένα αραιωμένο διάλυμα.

2) αν η ποσότητα της διαλελυμένης ουσίας είναι ακριβώς η ίδια με τη διαλυτότητα της, είναι κορεσμένη.

3) εάν υπάρχει περισσότερη διαλυμένη ουσία από ό, τι είναι ικανή να διαλύεται, η περίσσεια διαλυτής ουσίας διαχωρίζεται από το διάλυμα.

Εάν αυτή η διαδικασία διαχωρισμού περιλαμβάνει κρυστάλλωση, σχηματίζει ένα ίζημα. Η καθίζηση μειώνει τη συγκέντρωση της διαλελυμένης ουσίας σε κορεσμό για να αυξήσει τη σταθερότητα του διαλύματος.

Οι ακόλουθοι είναι οι κανόνες διαλυτότητας για κοινά ιοντικά στερεά. Εάν δύο κανόνες φαίνεται να αντιβαίνουν ο ένας στον άλλο, το προηγούμενο έχει προτεραιότητα (Antoinette Mursa, 2017).

1- Αλάτια που περιέχουν στοιχεία της Ομάδας Ι (Li⁺, Na⁺, Κ⁺, Cs⁺, Rb⁺) είναι διαλυτές. Υπάρχουν ελάχιστες εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα. Τα άλατα που περιέχουν το ιόν αμμωνίου (ΝΗ₄⁺) είναι επίσης διαλυτές.

2- Άλατα που περιέχουν νιτρικά (NO₃^-) είναι γενικά διαλυτές.

3 - Τα άλατα που περιέχουν Cl -, Br - ή I - είναι γενικά διαλυτά. Οι σημαντικές εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα είναι άλατα αλογονιδίων⁺, Pb2⁺ και (Hg2)²⁺. Έτσι, AgCl, PbBr₂ και Hg₂Cl₂ είναι αδιάλυτες.

4- Τα περισσότερα άλατα αργύρου είναι αδιάλυτα. AgNO₃ και Ag (C.₂H₃Ο₂) είναι κοινά διαλυτά άλατα αργύρου. Σχεδόν όλοι οι άλλοι είναι αδιάλυτοι.

Τα περισσότερα θειικά άλατα είναι διαλυτά. Σημαντικές εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα περιλαμβάνουν το CaSO₄, BaSO₄, PbSO₄, Ag₂SO4 και SrSO₄.

Τα περισσότερα άλατα υδροξειδίου είναι ελάχιστα διαλυτά. Τα άλατα υδροξειδίου των στοιχείων της Ομάδας Ι είναι διαλυτά. Τα άλατα υδροξειδίου των στοιχείων της ομάδας II (Ca, Sr και Ba) είναι ελαφρώς διαλυτά.

Τα άλατα υδροξειδίου μεταβατικού μετάλλου και ΑΙ₃⁺ Είναι αδιάλυτες. Έτσι, το Fe (ΟΗ)₃, ΑΙ (ΟΗ)₃, Co (ΟΗ)₂ δεν είναι διαλυτά.

Τα περισσότερα σουλφίδια μεταβατικών μετάλλων είναι εξαιρετικά αδιάλυτα, συμπεριλαμβανομένων των CdS, FeS, ZnS και Ag₂Τα σουλφίδια του αρσενικού, του αντιμονίου, του βισμούθιου και του μολύβδου είναι επίσης αδιάλυτα.

8- Τα ανθρακικά είναι συχνά αδιάλυτα. Τα ανθρακικά της ομάδας II (CaCO₃, SrCO₃ και BaCO₃) είναι αδιάλυτες, όπως και FeCO₃ και PbCO₃.

Τα 9-χρωμικά είναι συχνά αδιάλυτα. Παραδείγματα περιλαμβάνουν PbCrO₄ και BaCrO₄.

10- Φωσφορικά όπως το Ca₃(PO₄)₂ και Ag₃PO₄ είναι συχνά αδιάλυτες.

11- Φθοριούχα όπως το BaF₂, MgF₂ και PbF₂ είναι συχνά αδιάλυτες.

Παραδείγματα διαλυτότητας σε υδατικά διαλύματα

Cola, αλμυρό νερό, βροχή, όξινα διαλύματα, διαλύματα βάσης και διαλύματα αλατιού είναι παραδείγματα υδατικών διαλυμάτων.

Όταν έχετε ένα υδατικό διάλυμα, ένα ίζημα μπορεί να προκληθεί με αντιδράσεις καθίζησης (αντιδράσεις σε υδατικό διάλυμα, S.F.).

Οι αντιδράσεις καταβύθισης αναφέρονται μερικές φορές ως αντιδράσεις "διπλής μετατόπισης". Για να προσδιοριστεί εάν σχηματίζεται ένα ίζημα όταν αναμιγνύονται υδατικά διαλύματα δύο ενώσεων:

1. Καταγράψτε όλα τα ιόντα στο διάλυμα.
2. Συνδυάστε τα (κατιόν και ανιόν) για να αποκτήσετε όλα τα πιθανά ιζήματα.
3. Χρησιμοποιήστε τους κανόνες διαλυτότητας για να προσδιορίσετε ποιοι (αν υπάρχουν) συνδυασμοί είναι αδιάλυτοι και θα καταβυθιστούν.

Παράδειγμα 1: Τι συμβαίνει όταν αναμειγνύετε Ba (NO)₃)_2(aq) και Na₂CO_{3 (υδ)}?

Ιόντα παρόντα σε λύση: Ba²⁺, Όχι₃^-, Na⁺, CO₃^2-

Πιθανές καταβυθίσεις: BaCO₃, NaN03

Κανόνες διαλυτότητας: BaCO₃ είναι αδιάλυτη (κανόνας 5), NaNO₃ είναι διαλυτό (κανόνας 1).

Πλήρης χημική εξίσωση:

Ba (NO₃)₂(υδ) + Na₂CO₃(aq) "BaCO₃(s) + 2NaNO₃ (aq)

Καθαρή ιονική εξίσωση:

Ba²⁺_(aq) + CO₃^2-_(aq) "BaCO_{3 (ες)}

Παράδειγμα 2: Τι συμβαίνει όταν αναμιγνύεται η Pb (NO₃)₂ (υδατ.) και ΝΗ₄I (aq)?

Ιόντα παρόντα σε διάλυμα: Pb²⁺, Όχι₃^-, NH₄⁺, Εγώ^-

Πιθανά ιζήματα: PbI₂, NH₄Όχι₃

Κανόνες διαλυτότητας: PbI₂ είναι αδιάλυτη (κανόνας 3), NH₄Όχι₃ είναι διαλυτό (κανόνας 1).

Ολική χημική εξίσωση: Pb (NO₃)_{2 (υδ)} + 2ΝΗ₄Εγώ_(aq) "PbI_{2 (s)} + 2ΝΗ₄Όχι_{3 (υδ)}

Καθαρή ιονική εξίσωση: Pb²⁺_(aq) + 2Ι^-_(aq) "PbI_{2 (s).}

Αναφορές

1. Η Άννα Μαρίμεντσεν. (2017, 10 Μαΐου). Υδατικός προσδιορισμός (υδατικό διάλυμα). Ανακτήθηκε από thoughtco.com.
2. Η Άννα Μαρίμεντσεν. (2017, 14 Μαΐου). Ορισμός υδατικού διαλύματος στη χημεία. Ανακτήθηκε από thoughtco.com.
3. Antoinette Mursa, Κ. W. (2017, May 14). Κανόνες διαλυτότητας Ανακτήθηκε από chem.libretexts.org.
4. Υδατικά διαλύματα. (S.F.). Ανάκτηση από saylordotorg.github.io.
5. Berkey, Μ. (2011, 11 Νοεμβρίου). Υδατικά διαλύματα: Ορισμός και Παραδείγματα. Ανακτήθηκε από youtube.com.
6. Αντιδράσεις σε υδατικό διάλυμα. (S.F.). Ανακτήθηκε από chemistry.bd.psu.edu.
7. Reid, D. (S.F.). Υδατικό διάλυμα: Ορισμός, αντίδραση και παράδειγμα. Ανακτήθηκε από study.com.
8. Διαλυτότητα. (S.F.). Ανακτήθηκε από chemed.chem.purdue.edu.