Ce sunt soluțiile apoase?

soluții apoase sunt acele soluții care utilizează apă pentru a descompune o substanță. De exemplu, noroi sau apă de zahăr.

Atunci când o specie chimică s-a dizolvat în apă, aceasta este indicată prin scrierea (aq) după denumirea chimică (Reid, S.F.).

Substanțele hidrofile (care iubesc apa) și mulți compuși ionici se dizolvă sau disociază în apă.

De exemplu, atunci când clorura de sare de masă sau de sodiu se dizolvă în apă, se disociază în ioni pentru a forma Na + (aq) și Cl- (aq).

Substanțele hidrofobe (care se tem de apă), în general, nu se dizolvă în apă sau formează soluții apoase. De exemplu, amestecarea uleiului și a apei nu duce la dizolvare sau disociere.

Mulți compuși organici sunt hidrofobi. Non-electroliții se pot dizolva în apă, dar nu se disociază în ioni și își mențin integritatea ca molecule.

Ca exemple de electroliți includ zahăr, glicerină, uree și metilsulfonilmetan (MSM) (Anne Marie Helmenstine, 2017).

Proprietățile soluțiilor apoase

Soluțiile apoase conduc de obicei electricitate. Soluțiile care conțin electroliți puternici tind să fie buni conductori electrici (de exemplu, apa de mare), în timp ce soluțiile care conțin electroliți slabi tind să fie săraci conductori (de exemplu, apa de la robinet).

Motivul este că electroliții puternici disociază complet ionii în apă, în timp ce electroliții slabi disociază incomplet.

Atunci când apar reacții chimice între specii într-o soluție apoasă, reacțiile sunt, de obicei, reacții dublu-deplasare (numite și metateze sau substituție dublă).

În acest tip de reacție, cationul unui singur reactiv înlocuiește cationul în celălalt reactiv, formând de obicei o legătură ionică. Un alt mod de a gândi este că ionii reactivi "schimbă partenerii".

Reacțiile în soluție apoasă pot determina produse care sunt solubile în apă sau pot produce un precipitat.

Un precipitat este un compus cu o solubilitate scăzută care deseori se află în afara soluției sub formă de solid (Soluții apoase, S.F.).

Termenii acid, bază și pH se aplică numai soluțiilor apoase. De exemplu, se poate măsura pH-ul de suc de lămâie sau oțet (două soluții apoase) și sunt acizi slabi, dar nu se poate obține nici o informație de testare ulei vegetal semnificativ cu hârtie de pH (Anne Marie Helmenstine, apoasă Definiție, 2017).

De ce se dizolvă niște solide în apă?

Zahărul pe care îl folosim pentru a îndulcea cafeaua sau ceaiul este un solid molecular, în care moleculele individuale sunt ținute împreună de forțele intermoleculare relativ slabe.

Când zahărul se dizolvă în apă, legături slabe între moleculele individuale ale zaharozei sunt rupte, iar aceste molecule sunt eliberate C12H22O11 în soluție.

Energia este necesară pentru a rupe legăturile dintre moleculele C12H22O11 din zaharoză. De asemenea, consumă energie pentru a rupe legăturile de hidrogen din apă care trebuie întrerupte pentru a introduce una dintre aceste molecule de zaharoză în soluție.

Zaharul se dizolvă în apă deoarece energia este eliberată atunci când moleculele ușor polare de zaharoză formează legături intermoleculare cu molecule de apă polară.

Legăturile slabe care se formează între substanța dizolvată și solventul compensează energia necesară pentru a modifica structura atât a solventului 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 reținuți datorită forței mari de atracție dintre particulele cu încărcături opuse.

Atunci când una dintre aceste substanțe solide au fost dizolvate în apă, ionii sunt eliberați sub formă soluția solidă, care sunt asociate cu molecule de solvent polar (Berkey, 2011).

NaCI (s) "Na + (aq) + Cl- (aq)

De obicei, putem presupune că sărurile disociază în ionii lor când se dizolvă în apă.

Compușii ionici sunt dizolvați în apă, dacă energia eliberată atunci când ionii interacționează cu moleculele de apă compensează energia necesară pentru a rupe legăturile ionice în solid și energia necesară pentru a separa moleculele de apa pentru ionii pot fi inserate în soluția (Solubilitate, SF).

Reguli de solubilitate

În funcție de solubilitatea unei substanțe dizolvate, există trei rezultate posibile:

1) dacă soluția are mai puțin dizolvat decât cantitatea maximă care este capabilă să se dizolve (solubilitatea sa), este o soluție diluată;

2) dacă cantitatea de substanță dizolvată este exact aceeași cantitate ca solubilitatea acesteia, este saturată;

3) în cazul în care mai mult decât solut este capabil să dizolve excesul de solut din soluție.

Dacă acest proces de separare include cristalizarea, acesta formează un precipitat. Precipitarea reduce concentrația soluției până la saturație pentru a crește stabilitatea soluției.

Următoarele sunt regulile de solubilitate pentru solidele solide comune. Dacă două reguli par să se contrazică reciproc, precedentul are prioritate (Antoinette Mursa, 2017).

1- Săruri 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 (NH₄⁺) sunt de asemenea solubili.

2 - Sare cu conținut de nitrați (nr₃^-) sunt în general solubili.

3- Sărurile care conțin Cl-, Br- sau I- sunt în general solubile. Excepțiile importante din această regulă sunt sărurile de halogenuri de ag⁺, Pb2⁺ și (Hg2)²⁺. Deci, AgCl, PbBr₂ și Hg₂CI₂ Ele sunt insolubile.

Cele mai multe săruri de argint sunt insolubile. AgNC₃ și Ag (C.₂H₃O₂) sunt săruri solubile comune ale argintului; Practic toate celelalte sunt insolubile.

5- Cele mai multe săruri de sulfat sunt solubile. Importante excepții de la această regulă includ CaSO₄, BaSO₄, PbSO₄Ag₂SO4 și SrSO₄.

Cele mai multe săruri de hidroxid sunt puțin solubile. Sărurile de hidroxid ale elementelor din grupa I sunt solubile. Sărurile de hidroxid ale elementelor din grupa II (Ca, Sr și Ba) sunt ușor solubile.

Sărurile de hidroxid de metal de tranziție și Al₃ ⁺ Ele sunt insolubile. Astfel, Fe (OH)₃, Al (OH)₃, Co (OH)₂ Ele nu sunt solubile.

Cele mai multe sulfuri de metale de tranziție sunt foarte insolubile, incluzând CdS, FeS, ZnS și Ag₂S. Arsenic, antimoniu, bismut și sulfuri de plumb sunt de asemenea insolubile.

8 - Carbonații sunt frecvent insolubili. Grupa II carbonați (CaCO)₃, SrCO₃ și BaCO₃) sunt insolubile, cum ar fi FeCO₃ și PbCO₃.

Cromaturile sunt frecvent insolubile. Exemplele includ PbCrO₄ și BaCrO₄.

10-Fosfați, cum ar fi Ca₃(PO₄)₂ și Ag₃PO₄ ele sunt deseori insolubile.

11 - Fluoruri cum ar fi BaF₂, MgF₂ și PbF₂ ele sunt deseori insolubile.

Exemple de solubilitate în soluții apoase

Cola, apă sărată, ploaie, soluții acide, soluții de bază și soluții de sare sunt exemple de soluții apoase.

Când este disponibilă o soluție apoasă, un precipitat poate fi indus prin reacții de precipitare (Reacții în soluție apoasă, S.F.).

Reacțiile de precipitare sunt uneori denumite reacții de "deplasare dublă". Pentru a determina dacă se va forma un precipitat când se amestecă soluțiile apoase ale doi compuși:

1. Înregistrați toți ionii în soluție.
2. Combinați-le (cation și anion) pentru a obține toate precipitațiile potențiale.
3. Utilizați regulile de solubilitate pentru a determina ce combinație (dacă există) este insolubilă și va precipita.

Exemplul 1: Ce se întâmplă când se amestecă Ba (nr₃)_{2 (Aq)} și Na₂CO_{3 (aq)}?

Ioni prezenți în soluție: Ba²⁺, NO₃^-, Na⁺, CO₃^2-

Precipitații potențiale: BaCO₃, NaN03

Reguli de solubilitate: BaCO₃ este insolubil (regula 5), ​​NaNO₃ Este solubil (regula 1).

Ecuația chimică completă:

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

Ecuația ionică netă:

Ba²⁺_(Aq) + CO₃^2-_(Aq) „BACO_{3 (s)}

Exemplul 2: Ce se întâmplă când Pb este amestecat (NO₃)₂ (aq) și NH₄Am (aq)?

Ioni prezenți în soluție: Pb²⁺, NO₃^-, NH₄⁺, I^-

Potențialii precipitați: PbI₂, NH₄NU₃

Reguli de solubilitate: PbI₂ este insolubil (regula 3), NH₄NU₃ Este solubil (regula 1).

Ecuația chimică completă: Pb (NO₃)_{2 (aq)} + 2NH₄eu_(Aq) „PIB-ul_{2 (s)} + 2NH₄NU_{3 (aq)}

Ecuația ionică netă: Pb²⁺_(Aq) + 2I^-_(Aq) „PIB-ul_{2 (s).}

referințe

1. Anne Marie Helmenstine. (2017, 10 mai). Definiție apoasă (soluție apoasă). Adus de la thoughtco.com.
2. Anne Marie Helmenstine. (2017, 14 mai). Determinarea soluției apoase în chimie. Adus de la thoughtco.com.
3. Antoinette Mursa, K. W. (2017, 14 mai). Reguli de solubilitate Adus de la chem.libretexts.org.
4. Soluții apoase. (S.F.). Adus de la saylordotorg.github.io.
5. Berkey, M. (2011, 11 noiembrie). Soluții apoase: definiție și exemple. Adus de pe youtube.com.
6. Reacții în soluție apoasă. (S.F.). Adus de la chemistry.bd.psu.edu.
7. Reid, D. (S.F.). Soluție apoasă: definiție, reacție și exemplu. Recuperat de la study.com.
8. Solubilitatea. (S.F.). Adus de la chemed.chem.purdue.edu.