Ενθαλπία ενυδάτωσης

Η ποσότητα ενέργειας που απελευθερώνεται όταν ένα mole ενός ιόντος διαλύεται σε μεγάλη ποσότητα νερού, σχηματίζοντας ένα άπειρα αραιό διάλυμα στη διαδικασία, Mz+(g) + mH2O↔ Mz+(aq) όπου το Mz+(aq) αντιπροσωπεύει ιόντα που περιβάλλονται από μόρια νερού και διασπείρεται στο διάλυμα, αναφέρεται ως η ενθαλπία της ενυδάτωσης, συντομογραφία Hhyd. Είναι προφανές από τον πίνακα ότι καθώς αυξάνεται ο ατομικός αριθμός, το ιοντικό μέγεθος μειώνεται, γεγονός που οδηγεί σε μείωση της απόλυτης ενθαλπίας των τιμών ενυδάτωσης.

Στη θερμοδυναμική, η ενθαλπία ενυδάτωσης (Hhyd) είναι η αλλαγή στην ενθαλπία που συμβαίνει όταν ένα γραμμομόριο αερίου ιόντος διαλύεται σε επαρκή ποσότητα νερού για να δημιουργήσει ένα άπειρα αραιό διάλυμα υπό τυπικές συνθήκες πίεσης ενός bar (άπειρη αραίωση σημαίνει περαιτέρω προσθήκη Η διαλυμένη ουσία δεν θα προκαλέσει καμία αλλαγή θερμότητας).

Για παράδειγμα, όταν διαλύουμε αλάτι στο νερό, τα εξωτερικά ιόντα (αυτά που βρίσκονται στην άκρη του πλέγματος) απομακρύνονται από το πλέγμα και καλύπτονται από τα μόρια του νερού στη γύρω περιοχή. Τα υδατοδιαλυτά άλατα είναι εκείνα στα οποία η ενέργεια ενυδάτωσης είναι ίση ή μεγαλύτερη από την ενέργεια του πλέγματος. αυτό αναφέρεται ως υδατοδιαλυτό. Η διαδικασία της διαλυτοποίησης συμβαίνει σε άλατα όπου η ενέργεια ενυδάτωσης είναι γνωστό ότι είναι υψηλότερη από την ενέργεια του πλέγματος και φαίνεται η απελευθέρωση ενέργειας με τη μορφή θερμότητας. Όταν το CaCl2 (άνυδρο χλωριούχο ασβέστιο) διαλύεται σε νερό, θερμαίνει το νερό σε έναν ορισμένο βαθμό. Για παράδειγμα, το εξαένυδρο χλωριούχο ασβέστιο, CaCl2 6.H2O, ψύχει το νερό όταν αυτό διαλυθεί. Ως αποτέλεσμα αυτής της αδυναμίας να ξεπεραστεί πλήρως η ενέργεια του πλέγματος, το νερό πρέπει να εξαχθεί από το περιβάλλον του για να αντισταθμιστεί η ενέργεια που χάνεται μέσω της διαδικασίας ενυδάτωσης.

Αλλαγή διαλύματος ενθαλπίας

Η αλλαγή της ενθαλπίας του διαλύματος είναι η αλλαγή στην ενθαλπία που συμβαίνει όταν ένα mole ενός ιοντικού υλικού διαλύεται στο νερό για να σχηματίσει ένα διάλυμα άπειρης αραίωσης. Οι ενθαλπίες μιας λύσης μπορεί να είναι είτε αρνητικές είτε θετικές ανάλογα με την κατάσταση. Για να το θέσουμε διαφορετικά, ορισμένες ιοντικές ουσίες διαλύονται ενδόθερμα (για παράδειγμα, NaCl), ενώ άλλες διαλύονται εξώθερμα (για παράδειγμα, KCl, NaCl) (για παράδειγμα NaOH).

Όταν υπάρχει επαρκής αρκετή περίσσεια νερού, ένα άπειρα αραιό διάλυμα μπορεί να περιγραφεί ως διάλυμα στο οποίο η προσθήκη επιπλέον νερού δεν έχει ως αποτέλεσμα την απορρόφηση ή την έκλυση περαιτέρω θερμότητας. Όταν ένα mole κρυστάλλων χλωριούχου νατρίου διαλύεται σε περίσσεια νερού, η μεταβολή της ενθαλπίας του διαλύματος βρέθηκε ότι είναι +3,9 kJ mol-1, η οποία είναι θετική τιμή. Η μετατόπιση είναι ήπιας ενδόθερμης φύσης. Ως αποτέλεσμα, είναι λογικό να προβλεφθεί ότι η θερμοκρασία του διαλύματος θα είναι ελαφρώς χαμηλότερη από τη θερμοκρασία του αρχικού νερού.

Δυνατότητες που επηρεάζουν την ενθαλπία ενυδάτωσης

Η θερμότητα της ενυδάτωσης:Ιονικό φορτίο και ακτίνα ενυδάτωσης

Είναι η ποσότητα των ιόντων που έλκονται από τα μόρια του νερού που έχει επίδραση στις κανονικές διακυμάνσεις της ενθαλπίας της ενυδάτωσης (Hhyd). Η έλξη του ιοντικού φορτίου και της ακτινοβολίας είναι δύο παράγοντες που επηρεάζουν αυτό.

Ιονική ακτίνα

Το υδρίδιο γίνεται ιδιαίτερα εξώθερμο ως αποτέλεσμα της μείωσης των ιοντικών ακτίνων.

Στο διάλυμα, η πυκνότητα φορτίου των μικρότερων ιόντων είναι μεγαλύτερη, γεγονός που οδηγεί σε μεγαλύτερη έλξη αλληλεπιδράσεων ιόντων-διπόλων μεταξύ των μορίων του νερού και των ιόντων στο διάλυμα. Ως αποτέλεσμα, απελευθερώνεται περισσότερη ενέργεια καθώς ενυδατώνεται και η εξώθερμη ιδιότητα του Υδριδίου αυξάνεται.

Για παράδειγμα, το θειικό μαγνήσιο (MgSO4) είναι πιο τοξικό από το θειικό βάριο (BaSO4) όταν είναι διαλυμένο σε νερό (BaSO4)

Με βάση το γεγονός ότι και οι δύο ενώσεις περιέχουν θειικά (SO42-) ιόντα, η διακύμανση στη συγκέντρωση ιόντων πρέπει να αποδοθεί στην παρουσία ιόντων μαγνησίου (Mg2+) στο MgSO4 και ιόντων βαρίου (Ba2+) στο BaSO4.

Το μαγνήσιο ταξινομείται ως στοιχείο της Ομάδας 2.

Το βάριο ταξινομείται ως στοιχείο της Ομάδας 2.

Με άλλα λόγια, τα ιόντα Mg2+ είναι σημαντικά μικρότερα σε μέγεθος από τα ιόντα Ba2+.

Ως αποτέλεσμα, η έλξη για το ιόν Mg2+ είναι αρκετά υψηλή.

Επομένως, η τυπική ενθαλπία για την ενυδάτωση του MgSO4 είναι πιο επιβλαβής από την ενθαλπία για την ενυδάτωση του BaSO4.

ΣΥΜΠΕΡΑΣΜΑ

Η ενθαλπία της ενυδάτωσης ορίζεται ως η ποσότητα ενέργειας που απελευθερώνεται όταν ένα γραμμομόριο αερίων ιόντων αραιώνεται με ένα γραμμομόριο νερού. Μπορεί να θεωρηθεί ως η ενθαλπία της διαλυτοποίησης, με τον διαλύτη να είναι το νερό ως διαλύτης. Η ενθαλπία ενυδάτωσης, γνωστή και ως ενέργεια ενυδάτωσης, είναι πάντα αρνητική και οι τιμές της καθορίζονται από την ποσότητα του νερού που απορροφάται.

Το νερό ταξινομείται ως πολικός διαλύτης λόγω της παρουσίας τόσο θετικών (άτομο Η) όσο και αρνητικών (άτομο Ο) πόλων στη δομή του. Μόλις μια ιοντική ένωση (όπως το NaCl) διαλυθεί στο νερό, η δομή στερεάς κατάστασης του συμπλόκου διαταράσσεται και τα ιόντα Na+ και Cl– διαχωρίζονται το ένα από το άλλο.

Όταν αυτή η ενέργεια δηλώνεται ως ενθαλπία ενυδάτωσης, η διαφορά μεταξύ M+(g) και M+(aq) είναι το γεγονός ότι στο M+(aq), το ιόν περικλείεται από μόρια νερού, δημιουργώντας έναν ασθενή δεσμό με τα μόρια του νερού. .