Chemie is 'n interessante en redelik komplekse wetenskap. Die terme en konsepte daarvan kom ons in die alledaagse lewe voor, en dit is nie altyd intuïtief duidelik wat dit beteken en wat die betekenis daarvan is nie. Een van hierdie konsepte is oplosbaarheid. Hierdie term word wyd gebruik in die teorie van oplossings, en in die alledaagse lewe kom ons die gebruik daarvan teë omdat ons deur dieselfde oplossings omring word. Maar dit is nie soseer die gebruik van hierdie konsep wat belangrik is nie, maar die fisiese verskynsels wat dit aandui. Maar voordat ons verder gaan na die hoofgedeelte van ons verhaal, laat ons vinnig vorentoe gaan na die negentiende eeu, toe Svante Arrhenius en Wilhelm Ostwald die teorie van elektrolitiese dissosiasie geformuleer het.
Geskiedenis
Die studie van oplossings en oplosbaarheid begin met die fisiese teorie van dissosiasie. Dit is die maklikste om te verstaan, maar te primitief en val net in sommige oomblikke saam met die werklikheid. Die kern van hierdie teorie is dat die opgeloste stof, wat in die oplossing kom, ontbind in gelaaide deeltjies wat ione genoem word. Dit is hierdie deeltjies wat die chemiese eienskappe van die oplossing en sommige van sy fisiese eienskappe bepaal, insluitend geleidingsvermoë en kookpunt, smeltpunt en kristallisasiepunt.
Maar daar is meerkomplekse teorieë wat 'n oplossing beskou as 'n sisteem waarin die deeltjies met mekaar in wisselwerking tree en die sogenaamde solvate vorm - ione omring deur dipole. 'n Dipool is oor die algemeen 'n neutrale molekule waarvan die pole teenoorgesteld gelaai is. Die dipool is meestal 'n oplosmiddelmolekule. Om in die oplossing te kom, ontbind die opgeloste stof in ione, en die dipole word onderskeidelik na een ioon aangetrek deur die teenoorgestelde gelaaide kant met betrekking tot hulle, en na ander ione deur die ander teenoorgestelde gelaaide kant. So word solvate verkry - molekules met 'n dop van ander neutrale molekules.
Kom ons praat nou bietjie oor die essensie van die teorieë self en kyk daarna van nader.
Oplossingsteorieë
Die vorming van sulke deeltjies kan baie verskynsels verklaar wat nie met die klassieke teorie van oplossings beskryf kan word nie. Byvoorbeeld, die termiese effek van die oplossingsreaksie. Vanuit die oogpunt van die Arrhenius-teorie is dit moeilik om te sê hoekom, wanneer een stof in 'n ander opgelos word, hitte geabsorbeer en vrygestel kan word. Ja, die kristalrooster word vernietig, en daarom word energie óf verbruik en die oplossing koel af, óf vrygestel tydens verval as gevolg van die oormaat energie van chemiese bindings. Maar dit blyk onmoontlik te wees om dit vanuit die oogpunt van die klassieke teorie te verduidelik, aangesien die vernietigingsmeganisme self onverstaanbaar bly. En as ons die chemiese teorie van oplossings toepas, word dit duidelik dat oplosmiddelmolekules, ingewig in die leemtes van die rooster, dit van binne vernietig, asof dit "omsluit"ione van mekaar af deur 'n oplossingsdop.
In die volgende afdeling gaan ons kyk na wat oplosbaarheid is en alles wat verband hou met hierdie oënskynlik eenvoudige en intuïtiewe hoeveelheid.
Die konsep van oplosbaarheid
Dit is suiwer intuïtief dat oplosbaarheid aandui hoe goed 'n stof in 'n gegewe spesifieke oplosmiddel oplos. Ons weet egter gewoonlik baie min oor die aard van die ontbinding van stowwe. Hoekom los kryt byvoorbeeld nie in water op nie, en tafelsout - omgekeerd? Dit gaan alles oor die sterkte van die bindings binne die molekule. As die bindings sterk is, kan hierdie deeltjies as gevolg hiervan nie in ione dissosieer nie, en sodoende die kristal vernietig. Daarom bly dit onoplosbaar.
Oplosbaarheid is 'n kwantitatiewe eienskap wat wys watter proporsie van 'n opgeloste stof in die vorm van gesolvateerde deeltjies is. Die waarde daarvan hang af van die aard van die opgeloste stof en oplosmiddel. Oplosbaarheid in water vir verskillende stowwe verskil, afhangende van die bindings tussen atome in die molekule. Stowwe met kovalente bindings het die laagste oplosbaarheid, terwyl dié met ioniese bindings die hoogste het.
Maar dit is nie altyd moontlik om te verstaan watter oplosbaarheid groot en watter klein is nie. Daarom sal ons in die volgende afdeling bespreek wat die oplosbaarheid van verskeie stowwe in water is.
Vergelyking
Daar is baie vloeibare oplosmiddels in die natuur. Daar is selfs meer alternatiewe stowwe wat as die laaste kan dien wanneer sekere toestande bereik word, byvoorbeeld 'n sekeretotale toestand. Dit word duidelik dat as jy data insamel oor die oplosbaarheid in mekaar van elke paar "oplosmiddel - oplosmiddel", dit nie vir 'n ewigheid genoeg sal wees nie, want die kombinasies is groot. Daarom het dit so gebeur dat water op ons planeet die universele oplosmiddel en standaard is. Hulle het dit gedoen omdat dit die algemeenste op aarde is.
Dus is 'n wateroplosbaarheidstabel vir baie honderde en duisende stowwe saamgestel. Ons het dit almal gesien, maar in 'n korter en meer verstaanbare weergawe. Die selle van die tabel bevat letters wat 'n oplosbare stof aandui, onoplosbaar of effens oplosbaar. Maar daar is meer hoogs gespesialiseerde tabelle vir diegene wat ernstig vertroud is met chemie. Dit dui die presiese numeriese waarde van die oplosbaarheid in gram per liter oplossing aan.
Kom ons gaan nou na die teorie van so iets soos oplosbaarheid.
Oplosbaarheidchemie
Hoe die ontbindingsproses self plaasvind, het ons reeds in die vorige afdelings ontleed. Maar hoe, byvoorbeeld, om dit alles neer te skryf as 'n reaksie? Alles is nie so eenvoudig hier nie. Byvoorbeeld, wanneer 'n suur opgelos word, reageer 'n waterstofioon met water om 'n hidroniumioon H3O+ te vorm. Dus, vir HCl, sal die reaksievergelyking soos volg lyk:
HCl + H2O =H3O+ + Cl-
Die oplosbaarheid van soute, afhangende van hul struktuur, word ook deur die chemiese reaksie daarvan bepaal. Die tipe laasgenoemde hang af van die struktuur van die sout enbindings binne sy molekules.
Ons het uitgevind hoe om die oplosbaarheid van soute in water grafies aan te teken. Nou is dit tyd vir praktiese toepassing.
Aansoek
As jy die gevalle lys wanneer hierdie waarde nodig is, is nie eens 'n eeu genoeg nie. Indirek, deur dit te gebruik, kan jy ander hoeveelhede bereken wat baie belangrik is vir die studie van enige oplossing. Daarsonder sou ons nie die presiese konsentrasie van die stof, sy aktiwiteit kon weet nie, ons sou nie in staat wees om te bepaal of die medisyne 'n mens sal genees of doodmaak nie (na alles, selfs water is lewensgevaarlik in groot hoeveelhede).
Benewens die chemiese industrie en wetenskaplike doeleindes, is begrip van die essensie van oplosbaarheid ook nodig in die alledaagse lewe. Inderdaad, soms is dit nodig om byvoorbeeld 'n oorversadigde oplossing van 'n stof voor te berei. Dit is byvoorbeeld nodig om soutkristalle vir 'n kind se huiswerk te bekom. As ons weet wat die oplosbaarheid van sout in water is, kan ons maklik bepaal hoeveel dit in 'n houer gegooi moet word sodat dit begin neerslaan en kristalle vorm uit 'n oormaat.
Voordat ons ons kort uitstappie na chemie afsluit, kom ons praat oor 'n paar konsepte wat met oplosbaarheid verband hou.
Wat is nog interessant?
Na ons mening, as jy hierdie afdeling bereik het, het jy waarskynlik reeds verstaan dat oplosbaarheid nie net 'n vreemde chemiese hoeveelheid is nie. Dit is die basis vir ander hoeveelhede. En onder hulle: konsentrasie, aktiwiteit, dissosiasiekonstante, pH. En dit is nie 'n volledige lys nie. Jy moes ten minste een gehoor hetuit hierdie woorde. Sonder hierdie kennis oor die aard van oplossings, waarvan die studie met oplosbaarheid begin het, kan ons ons nie meer moderne chemie en fisika voorstel nie. Wat is die fisika hier? Soms werk fisici ook met oplossings, meet hul geleidingsvermoë en gebruik hul ander eienskappe vir hul eie behoeftes.
Gevolgtrekking
In hierdie artikel het ons kennis gemaak met so 'n chemiese konsep soos oplosbaarheid. Dit was waarskynlik baie nuttige inligting, aangesien die meeste van ons skaars die diep essensie van die teorie van oplossings verstaan sonder om die begeerte te hê om in die studie daarvan in detail te duik. Dit is in elk geval baie nuttig om jou brein op te lei deur iets nuuts te leer. Immers, 'n mens moet sy hele lewe lank "studeer, studeer en weer studeer".
