Roztwór wodny –
roztwór
, w którym
rozpuszczalnikiem
jest
woda
.
Substancje chemiczne
rozpuszczone w wodzie oznacza się przyrostkiem aq (z
łac.
aqueus – wodny), często w indeksie dolnym, np. X(aq).
Roztwory wodne niektórych substancji zwyczajowo nazywane są "wodami" z odpowiednim przymiotnikiem, np.
woda amoniakalna
czy
woda wapienna
.
Podstawy termodynamiczne rozpuszczania w wodzie[1]Zmiany
entalpii
podczas rozpuszczania substancji w wodzie opisać można równaniem: - ΔHr = E -ΔHh
- gdzie E – energia
sieci krystalicznej
; ΔHh – zmiana entalpii w wyniku hydratacji
Jeśli wynikowa wartość ΔHr > 0, to układ pobiera ciepło w trakcie procesu rozpuszczania (sytuacja typowa dla substancji krystalicznych), a jeśli ΔHr < 0, to układ wydziela ciepło (np. podczas rozpuszczania wielu substancji niekrystalicznych, takich jak
ciecze
i
gazy
). Rozpuszczanie może przebiegać samorzutnie pomimo dodatniej wartości ΔHr, gdy procesowi towarzyszy wzrost
entropii
układu i wynikowa zmiana
entalpii swobodnej
jest ujemna: - ΔG = Hr -TΔS
- gdzie T –
temperatura bezwzględna
; ΔS – zmiana entropii układu
Na przykład dla
chlorku potasu
w temp. 25 °C: ΔHr = 14 kJ×mol-1 (wartość dodatnia ⇒ układ pobiera ciepło); ΔS = 0,075 kJ×mol-1×K-1 (wartość dodatnia ⇒ wzrost entropii układu); ΔG = -8,30 kJ×mol-1 (wartość ujemna ⇒ rozpuszczanie jest korzystne termodynamicznie). |
Pierwsza powłoka solwacyjna jonu sodu rozpuszczonego w wodzie
Fizykochemia roztworów wodnych
Woda jest substancją silnie
polarną
(
względna przenikalność elektryczna
εr ≈ 80 (w 20 °C);
moment dipolowy
= 1,84
D
)[2]. Zgodnie z
prawem Coulomba
siła przyciągania ładunków q1 i q2 w ośrodku o stałej dielektrycznej ε opisuje zależność:
Szczególnie duża stała dielektryczna wody osłabia więc oddziaływanie elektrostatyczne między ładunkami[3], dzięki czemu woda jest dobrym rozpuszczalnikiem substancji polarnych (zgodnie z zasadą podobne rozpuszcza podobne)[4], np.
soli
,
kwasów
,
zasad
,
alkoholi
,
amin
,
cukrów
i in. Słabo rozpuszczają się natomiast substancje niepolarne, np.
węglowodory
i
tłuszcze
. Substancje słabo rozpuszczalne w wodzie mogą tworzyć
roztwory koloidalne
i
zawiesiny
.
Podczas rozpuszczania w wodzie
elektrolitów
(soli, kwasów i zasad) ulegają one
dysocjacji
na
jony
. Silne elektrolity całkowicie
jonizują
się w wodzie, w odróżnieniu od słabych elektrolitów, których jonizacji ulega tylko niewielka część cząsteczek. Roztwory elektrolitów dobrze przewodzą
prąd elektryczny
. Wodne roztwory substancji niebędących elektrolitami (np. cukrów, alkoholi i
pierwiastków chemicznych
niereagujących z wodą) nie przewodzą prądu. Niektóre substancje w roztworach wodnych mogą ulegać
hydrolizie
.
Woda ulega
autodysocjacji
zgodnie z równaniem:
- 2H2O ⇌ H3O+ + OH−
W wodnych roztworach kwasów i zasad (w
ujęciu Arrheniusa
) oraz niektórych soli następuje zaburzenie tej
równowagi
, wskutek czego zmienia się stężenie
jonów wodorowych
i
wodorotlenowych
, a roztwór taki wykazuje odczyn kwasowy lub zasadowy. Miarą kwasowości/zasadowości roztworu wodnego jest
skala pH
.
Podczas rozpuszczania
ciał krystalicznych
następuje zniszczenie ich struktury krystalicznej, czemu towarzyszą efekty
cieplne
[5]. Siłą napędową tego procesu jest
solwatacja
(a dokładniej –
hydratacja
)
cząsteczek
przechodzących do roztworu[1].
Cząsteczki wody mogą skutecznie solwatować zarówno
kationy
i atomy
elektrofilowe
cząsteczek (poprzez
oddziaływanie elektrostatyczne
), jak i
aniony
i atomy
nukleofilowe
(poprzez
wiązania wodorowe
)[6]. Stopień hydratacji jonów może decydować o rozpuszczalności danej substancji, np.
siarczan magnezu
jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (33,5 g/100 g H2O w 20 °C),
siarczan wapnia
słabo (0,24 g/100 g), a
siarczan baru
jest praktycznie nierozpuszczalny (0,00031 g/100 g)[7], pomimo że na podstawie energii sieci krystalicznej należałoby oczekiwać sytuacji odwrotnej[8]. Różnice te przypisuje się różnej hydratacji kationów[9]; ich liczby hydratacyjne (określające liczbę cząsteczek wody zaasocjowanych wokół jonu) wynoszą: Mg2+ ok. 15[9], Ca2+ 5,9[10] i Ba2+ 4,2[10].
Miarą rozpuszczalności substancji jonowych w wodzie jest
iloczyn rozpuszczalności
.
Rozpuszczalność
większości ciał stałych i cieczy w wodzie zwiększa się wraz z temperaturą, natomiast rozpuszczalność gazów maleje. Rozpuszczaniu niektórych substancji w wodzie może towarzyszyć
kontrakcja objętości
(np. rozpuszczanie
etanolu
). Większość substancji ma ograniczoną rozpuszczalność w wodzie, jednak niektóre ciecze są
mieszalne
z wodą, czyli tworzą roztwory wodne w pełnym zakresie stężeń 0–100% (np.
alkohol etylowy
).
Roztwory wykazują wyższą temperaturę wrzenia i niższą temperaturę krzepnięcia niż czysta woda. Miarami tych zmian są odpowiednio:
stała ebulioskopowa
wynosząca dla wody 0,515 kg×K×mol-1 i
stała krioskopowa
wynosząca dla wody 1,853 kg×K×mol-1[11].
Roztwory wodne w naturze
Woda jest rozpuszczalnikiem najpowszechniej występującym na
Ziemi
i zawsze jest roztworem pewnych ilości różnych substancji.
Woda morska
zawiera w największym
stężeniu
kationy
sodu
(Na+) i
magnezu
(Mg2+) oraz
aniony
chlorkowe
(Cl−) i
siarczanowe
(SO2−4), które łącznie nadają wodzie morskiej intensywnie gorzki lub gorzko-słony
smak
i powodują, że nie nadaje się ona do picia.
Woda słodka
zawiera znacznie mniej soli i są to głównie
wodorowęglany
wapnia
i magnezu, odpowiadające za
twardość wody
. Najmniej substancji rozpuszczonych zawiera
woda opadowa
– głównie gazy obecne w
powietrzu
, przede wszystkim
dwutlenek węgla
,
tlen
i
azot
.
Zobacz też
Przypisy
- ↑ 1,0 1,1 G.A. Aksielrud, A.D. Mołczanow: Rozpuszczanie ciał stałych. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1981, ss. 12-14. .
- ↑ Forsythe, W.E. (1954; 2003). Smithsonian Physical Tables (9th Revised Edition). Wersja online dostępna pod adresem:
[1]
- ↑
Włodzimierz Trzebiatowski
: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa:
PWN
, 1978, s. 121.
- ↑ Robert T. Morrison, Robert N. Boyd: Chemia organiczna. Warszawa:
PWN
, 1985, ss. 55-57. .
- ↑
Wojciech Solarski, Ćwiczenia z Chemii Fizycznej, Ćwiczenie V: Entalpia Rozpuszczania i Neutralizacji, Katedra Chemii i Korozji Metali, AGH
.
- ↑ J.D. Roberts, M.C. Caserio: Chemia organiczna. Warszawa:
PWN
, 1969, s. 318.
- ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, 87th ed.; Boca Raton:CRC Press LLC, 2007.
- ↑
Adam Bielański
: Chemia ogólna i nieorganiczna. Warszawa:
PWN
, 1981, ss. 208-210. .
- ↑ 9,0 9,1
Włodzimierz Trzebiatowski
: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa:
PWN
, 1978, ss. 209-210.
- ↑ 10,0 10,1 Yasuhiro Nishii, Yusuke Kishi, Megumi Ito, Yoko Morita, Ayumi Kanoh, Masahiro Shintani, Takumi Kinugasa, Susumu Nii, Katsuroku Takahashi. Effect of cation species on equilibrium of reversed micellar extraction of lysozyme. „Separation and Purification Technology”. 37 (2), ss. 161-167 (2004).
doi:10.1016/j.seppur.2003.10.005
(
ang.
).
- ↑
Knovel Critical Tables (2nd Edition)
.