Keemia on huvitav ja üsna keeruline teadus. Selle mõisted ja mõisted puutuvad meieni igapäevaelus ning alati pole intuitiivselt selge, mida need tähendavad ja mis on nende tähendus. Üks neist mõistetest on lahustuvus. Seda terminit kasutatakse lahendusteoorias laialdaselt ja igapäevaelus puutume selle kasutamisega kokku, kuna meid ümbritsevad samad lahendused. Kuid oluline pole mitte niivõrd selle mõiste kasutamine, vaid füüsikalised nähtused, mida see tähistab. Kuid enne kui asume edasi meie loo põhiosa juurde, liikugem edasi XIX sajandisse, mil Svante Arrhenius ja Wilhelm Ostwald sõnastasid elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
Ajalugu
Lahenduste ja lahustuvuse uurimine algab dissotsiatsiooni füüsikalise teooriaga. See on kõige kergemini mõistetav, kuid liiga primitiivne ja langeb tegelikkusega kokku vaid mõnel hetkel. Selle teooria olemus seisneb selles, et lahustunud aine, sattudes lahusesse, laguneb laetud osakesteks, mida nimetatakse ioonideks. Just need osakesed määravad lahuse keemilised omadused ja mõned selle füüsikalised omadused, sealhulgas juhtivuse ja keemispunkti, sulamistemperatuuri ja kristalliseerumispunkti.
Kuid neid on rohkemgikeerulised teooriad, mis käsitlevad lahendust kui süsteemi, milles osakesed interakteeruvad üksteisega ja moodustavad nn solvaate – dipoolidega ümbritsetud ioone. Dipool on üldiselt neutraalne molekul, mille poolused on vastupidiselt laetud. Dipool on enamasti lahusti molekul. Lahusesse sattudes laguneb lahustunud aine ioonideks ja dipoolid tõmbavad vastav alt ühe iooni poole nende suhtes vastupidiselt laetud otsaga ja teiste ioonide poole vastav alt teine vastupidiselt laetud ots. Nii saadakse solvaadid – molekulid, mille kest on teisi neutraalseid molekule.
Räägime nüüd veidi teooriate olemusest ja vaatame neid lähem alt.
Lahendusteooriad
Selliste osakeste teke võib seletada paljusid nähtusi, mida ei saa kirjeldada klassikalise lahendusteooria abil. Näiteks lahustumisreaktsiooni termiline efekt. Arrheniuse teooria seisukoh alt on raske öelda, miks ühe aine lahustamisel teises võib soojus neelduda ja vabaneda. Jah, kristallvõre hävib ja seetõttu energia kas kulub ja lahus jahtub või vabaneb lagunemise käigus keemiliste sidemete liigse energia tõttu. Kuid klassikalise teooria seisukohast on seda võimatu seletada, kuna hävitusmehhanism ise jääb arusaamatuks. Ja kui me rakendame lahuste keemilist teooriat, saab selgeks, et võre tühimikesse kiilutud lahustimolekulid hävitavad selle seestpoolt, justkui "kaasates"ioonid üksteisest solvatatsioonikesta abil.
Järgmises osas vaatleme, mis on lahustuvus ja kõike, mis on seotud selle näiliselt lihtsa ja intuitiivse kogusega.
Lahustuvuse mõiste
See, et lahustuvus näitab, kui hästi aine konkreetses lahustis lahustub, on täiesti intuitiivne. Ainete lahustumise olemusest teame aga tavaliselt väga vähe. Miks näiteks kriit ei lahustu vees ja lauasool - vastupidi? See kõik puudutab molekulis olevate sidemete tugevust. Kui sidemed on tugevad, siis seetõttu ei saa need osakesed ioonideks dissotsieeruda, hävitades seeläbi kristalli. Seetõttu jääb see lahustumatuks.
Lahustuvus on kvantitatiivne näitaja, mis näitab, kui suur osa lahustunud ainest on solvateerunud osakeste kujul. Selle väärtus sõltub lahustunud aine ja lahusti olemusest. Erinevate ainete lahustuvus vees on erinev, sõltuv alt molekulis olevatest aatomitevahelistest sidemetest. Kovalentsete sidemetega ainete lahustuvus on madalaim, ioonsidemetega ainetel aga kõrgeim.
Kuid alati pole võimalik aru saada, milline lahustuvus on suur ja milline väike. Seetõttu arutame järgmises osas, milline on erinevate ainete lahustuvus vees.
Võrdlus
Looduses on palju vedelaid lahusteid. On veelgi rohkem alternatiivseid aineid, mis võivad teatud tingimuste, näiteks teatud tingimuste saavutamisel olla viimasedkoondseisund. Selgeks saab, et kui koguda andmeid iga paari "lahustunud aine – lahusti" lahustuvuse kohta üksteises, ei piisa sellest terve igaviku, sest kombinatsioonid on tohutud. Seetõttu juhtus nii, et vesi on meie planeedil universaalne lahusti ja standard. Nad tegid seda, kuna see on Maal kõige levinum.
Seega koostati sadade ja tuhandete ainete kohta vees lahustuvuse tabel. Me kõik oleme seda näinud, aga lühemas ja arusaadavamas versioonis. Tabeli lahtrid sisaldavad tähti, mis tähistavad lahustuvat ainet, lahustumatut või vähelahustuvat. Kuid neile, kes on keemiaga tõsiselt kursis, on rohkem spetsialiseerunud tabeleid. See näitab lahustuvuse täpset arvulist väärtust grammides lahuse liitri kohta.
Nüüd pöördume sellise asja nagu lahustuvuse teooria juurde.
Lahustuvuse keemia
Kuidas lahustumisprotsess ise toimub, oleme juba eelmistes osades analüüsinud. Aga kuidas näiteks seda kõike reaktsioonina kirja panna? Siin pole kõik nii lihtne. Näiteks happe lahustamisel reageerib vesinikuioon veega, moodustades hüdroniumiooni H3O+. Seega näeb HCl reaktsioonivõrrand välja järgmine:
HCl + H2O =H3O+ + Cl-
Soolade lahustuvuse, sõltuv alt nende struktuurist, määrab ka nende keemiline reaktsioon. Viimase tüüp sõltub soola struktuurist jasidemed selle molekulides.
Mõtlesime välja, kuidas soolade lahustuvust vees graafiliselt registreerida. Nüüd on aeg praktiliseks rakendamiseks.
Rakendus
Kui loetleda juhud, mil seda väärtust vaja on, ei piisa isegi sajandist. Kaudselt saate seda kasutades arvutada muid suurusi, mis on mis tahes lahenduse uurimisel väga olulised. Ilma selleta ei saaks me teada aine täpset kontsentratsiooni, selle aktiivsust, me ei saaks hinnata, kas ravim ravib inimese terveks või tapab (suures koguses on ju isegi vesi eluohtlik).
Lisaks keemiatööstusele ja teaduslikele eesmärkidele on lahustuvuse olemuse mõistmine vajalik ka igapäevaelus. Tõepoolest, mõnikord on vaja valmistada näiteks aine üleküllastunud lahus. Näiteks on see vajalik soolakristallide saamiseks lapse kodutöö jaoks. Teades soola lahustuvust vees, saame hõlpsasti kindlaks teha, kui palju seda tuleb anumasse valada, et see hakkaks sadestuma ja moodustaks ülejäägist kristalle.
Enne kui lõpetame oma lühikese ekskursi keemiasse, räägime mõnest lahustuvusega seotud kontseptsioonist.
Mis veel huvitavat on?
Meie arvates, kui olete selle jaotiseni jõudnud, olete ilmselt juba aru saanud, et lahustuvus pole lihts alt kummaline keemiline suurus. See on muude koguste aluseks. Ja nende hulgas: kontsentratsioon, aktiivsus, dissotsiatsioonikonstant, pH. Ja see pole täielik nimekiri. Olete kindlasti kuulnud vähem alt ühtenendest sõnadest. Ilma nende teadmisteta lahuste olemuse kohta, mille uurimine sai alguse lahustuvusest, ei kujuta me enam ette tänapäevast keemiat ja füüsikat. Mis on siin füüsika? Mõnikord tegelevad füüsikud ka lahendustega, mõõdavad nende juhtivust ja kasutavad nende muid omadusi oma vajadusteks.
Järeldus
Selles artiklis tutvusime sellise keemilise mõistega nagu lahustuvus. Tõenäoliselt oli see üsna kasulik teave, kuna enamik meist ei mõista lahendusteooria sügavat olemust, ilma et oleks tahtnud selle uurimisse üksikasjalikult sukelduda. Igal juhul on väga kasulik oma aju treenida, õppides midagi uut. Inimene peab ju terve elu "õppima, õppima ja uuesti õppima".
