039 – Modificarea solubilității unui solid

Solubilitatea este proprietatea care decide dacă o substanță poate fi utilizată sau nu în soluție și este primul număr pe care un chimist îl caută înainte de a concepe o preparare, o purificare sau o formulare. Ea stabilește cât de concentrat poate fi făcut un reactiv, dacă un medicament poate fi administrat sub formă de sirop sau trebuie administrat sub formă de comprimat, de ce zahărul se poate dizolva în ceai fierbinte, dar nu și în ceai cu gheață, de ce se formează piatra (depunerile calcaroase) într-un ceainic în loc să se dizolve în acesta și de ce funcționează recristalizarea: un solid este dizolvat într-un solvent fierbinte și recuperat pur atunci când soluția se răcește și solubilitatea scade din nou.

Doi factori decid răspunsul. Primul este natura chimică a solutului și a solventului — regula empirică conform căreia asemănătorul dizolvă asemănătorul, ceea ce în practică înseamnă că un solvent dizolvă un solut atunci când interacțiunile pe care le poate oferi sunt suficient de puternice încât să compenseze ruperea solidului. Apa, având o constantă dielectrică foarte mare și capacitatea de a forma legături de hidrogen, este un solvent excelent pentru ioni și pentru molecule mici acoperite cu grupări hidroxil, și unul slab pentru un polimer ale cărui lanțuri sunt legate între ele prin legături de hidrogen sau pentru o sarră a cărei rețea este menținută împreună prea strâns. Al doilea factor este temperatura. Dizolvarea absoarbe sau eliberează căldură, iar direcția acestui flux de căldură determină direcția în care evoluează solubilitatea atunci când soluția este încălzită: o dizolvare endotermă devine mai ușoară la temperatură mai ridicată, una exotermă devine mai dificilă. Cele mai multe solide în apă se încadrează în prima categorie, dar nu toate, iar excepțiile sunt cazurile interesante.

În acest laborator veți adăuga o substanță solidă la 100 mL de apă rece în porțiuni mici cântărite, cu o bară de agitare magnetică menținând soluția amestecată, până când solidul se oprește din dizolvare și începe să se acumuleze pe fundul paharului de laborator. Acel punct reprezintă saturația, iar masa totală pe care ați adăugat-o definește solubilitatea acelei substanțe solide la temperatura camerei. Veți încălzi apoi paharul de laborator pe o plită electrică la 75 °C, cu un termometru fixat cu clemă în lichid, veți observa dacă solidul nedizolvat trece în soluție și veți înregistra temperatura la care acesta dispare. Repetarea întregii secvențe cu sare de masă, glucoză, pulbere de cretă, bicarbonat de sodiu și amidon de porumb oferă cinci rezultate foarte diferite, iar diferențele dintre acestea – nu cifrele în sine – sunt cele pe care laboratorul este conceput să le evidențieze.

Obiective educaționale

Până la sfârșitul acestui laborator, studenții vor fi capabili:

Recunoașterea și atingerea saturației

• Identificați punctul în care o soluție este saturată și distingeți solidul nedizolvat de un solid care pur și simplu nu a avut încă timp să se dizolve.
• Determinați solubilitatea unei substanțe solide la o anumită temperatură adăugând porțiuni cântărite până la saturație și însumând masa adăugată.
• O solubilitate este exprimată de obicei în grame de solut este de 100 de grame de solvent (de exemplu, g/100 g de apă) la o anumită temperatură (de exemplu, 20 °C). O solubilitate menționată fără a specifica temperatura nu are sens, deoarece cantitatea de substanță care se poate dizolva depinde în mod direct de temperatură. Pentru majoritatea substanțelor solide, solubilitatea crește odată cu creșterea temperaturii, în timp ce pentru gaze, aceasta scade pe măsură ce temperatura crește. Prin urmare, fără referință la temperatură, valoarea solubilității este incompletă.

Efectul temperaturii

• Preziceți și apoi observați dacă solidul nedizolvat se dizolvă atunci când soluția este încălzită la 75 °C.
• Corelează direcția schimbării cu faptul că dizolvarea absoarbe sau eliberează căldură.
• Explicați de ce efectul este mare pentru unele solide și abia detectabil pentru altele.

Efectul naturii chimice a solutului și a solventului

• Aplică principiul potrivit căruia „similarul dizolvă similarul” pentru a prezice care dintre cele cinci solide se va dizolva în mod semnificativ în apă.
• Justifică solubilitatea unui solid ionic prin hidratarea ionilor săi, iar pe cea a glucozei prin legături de hidrogen.
• Explicație privind motivul pentru care un solid poate fi insolubil fără a fi inert din punct de vedere chimic și motivul pentru care un solid insolubil are totuși o solubilitate măsurabilă, deși extrem de mică. 1. De ce un solid poate fi insolubil fără a fi inert: Insolubilitatea și inerția chimică sunt concepte termodinamice și cinetice diferite. - Inerția chimică se referă la reactivitate (o viteză de reacție extrem de mică sau o afinitate chimică scăzută). O substanță inertă nu reacționează ușor cu alte substanțe. - Insolubilitatea se referă la procesul fizic de dizolvare, care este guvernat de echilibrul energetic dintre rețeaua cristalină a solidului (energia rețelei) și interacțiunile dintre particulele dizolvate și solvent (energia de solvatare). Un solid poate fi extrem de reactiv (de exemplu, un metal sau un compus care reacționează violent cu acizii), dar dacă legăturile din rețeaua sa cristalină sunt mult mai puternice decât energia eliberată prin interacțiunea cu moleculele de apă (solvatarea), solidul nu se va dizolva în apă. Prin urmare, substanța este insolubilă, dar nu și inertă chimic. 2. De ce un solid insolubil are totuși o solubilitate măsurabilă: Din punct de vedere termodinamic, nu există un lucru precum „absolut insolubil”. Orice solid plasat într-un solvent va atinge o stare de echilibru dinamic între rețeaua solidă și ionii sau moleculele din soluție. Chiar și în cazul substanțelor considerate insolubile (cum ar fi clorura de argint sau sulfatul de bariu), un număr foarte mic de particule reușește întotdeauna să se desprindă din rețeaua cristalină și să treacă în soluție, datorită agitației termice și fluctuațiilor statistice ale energiei. Acest echilibru este descris de produsul de solubilitate ($K_{sp}$). Deși concentrația speciilor dizolvate este extrem de mică (adesea de ordinul a câtorva micrograme sau nanograme pe litru), ea nu este zero și poate fi măsurată cu precizie folosind tehnici analitice moderne (cum ar fi spectrometria de masă sau metodele radiochimice).

Funcționarea aparatului

• Asamblați plita fierbinte, agitatorul magnetic, suportul și clema și poziționați un termometru într-un lichid astfel încât să citească temperatura lichidului și nu a vasului.
• Cântăriți porțiuni succesive dintr-un solid pe o balanță electronică și țineți o evidență a totalului cumulat.
• Setați o plită electrică la o temperatură țintă și citiți temperatura soluției independent de setarea proprie a plitei.

Observație, înregistrare și interpretare sinceră

• Înregistrați ceea ce s-a observat în fiecare etapă, inclusiv aspectul solidului de pe fundul paharului de laborator și orice gaz degajat.
• Distingeți dizolvarea de alte procese care fac, de asemenea, ca un solid să dispară sau să se modifice, cum ar fi descompunerea sau umflarea unui grăunte de amidon.
• Compară cele cinci solide într-un singur tabel și trage o concluzie care le cuprinde pe toate.

Protocol

1. Măsurarea apei

Folosiți o eprubetă gradată pentru a măsura 100 ml de apă rece de la robinet și turnați-o într-un pahar Berzelius de 100 ml.

2. Pregătire pentru încălzire

a) Plasați o bară de agitare magnetică în pahar.

b) Așezați paharul pe plita fierbinte fără a o porni.

3. Instalarea termometrului

a) Atașați o clemă universală de suport, deasupra centrului eprubetei.

b) Introduceți termometrul în vas prin fixarea lui cu o clemă universală, având grijă să nu atingă fundul.

4. Cântărirea sării

a) Folosind o spatulă, adăugați aproximativ 10 g de sare de masă (clorură de sodiu) în recipient.

b) Toarnă sarea în apa rece din pahar.

5. Dizolvarea sării

a) Activați agitatorul magnetic pentru o amestecare bună.

b) Adăugați succesiv porțiuni de 10 g de sare, până la un total suplimentar de 20 g, așteptând de fiecare dată dizolvarea completă.

c) Continuați să adăugați câte 2 g de sare până când sarea nu se mai dizolvă și începe să se acumuleze pe fundul paharului.

Notați cantitatea totală de sare care a fost adăugată în pahar până în acest punct, unde sarea nu se mai dizolvă și începe să se acumuleze pe fundul paharului.

6. Încălzire

a) Setați plita la 75°C pentru a încălzi soluția.

b) Observați dacă sarea acumulată se dizolvă odată cu creșterea temperaturii.

c) Notați temperatura afișată pe termometru în momentul în care sarea s-a dizolvat complet.

7. Reproducerea experimentului

a) Repetați aceiași pași cu zahărul (glucoză), pudra de cretă (carbonat de calciu), bicarbonatul de sodiu și amidonul de porumb (amidon) pentru a compara solubilitatea acestor substanțe.

b) Goliți complet conținutul sticlăriei în recipientul de recuperare și curățați cu apă distilată între experimente.

c) Pentru fiecare solid, cantitatea pe care va trebui să o adăugați în vasul cu apă pentru a obține dizolvarea completă va varia de la un solid la altul.

Rezultate anticipate

Cele cinci solide oferă cinci răspunsuri diferite. Două dintre ele se dizolvă liber, una se dizolvă moderat și două nu se dizolvă deloc — iar dintre cele două care nu se dizolvă, una se comportă într-un mod ușor de confuzionat cu dizolvarea. Tabelul de mai jos oferă rezultatul așteptat pentru fiecare, utilizând solubilitatea acceptată în apă la 25 °C. Deoarece experimentul adaugă substanță solidă în 100 mL de apă (aproximativ 100 g), aceste cifre pot fi comparate direct cu totalul cumulat ținut de elev; rețineți că tabelele de solubilitate publicate sunt menționate în mod normal per 100 g de apă, nu per 100 mL de soluție finală, iar pentru o substanță solidă la fel de solubilă ca sarea, cele două nu sunt acel și lucru.

De ce influențează temperatura solubilitatea și în ce direcție. Dizolvarea atinge echilibrul atunci când variația energiei libere este zero, ΔG_soluţie = ΔH_soluţie − TΔS_soluţie = 0. Dependența de temperatură a solubilității rezultate s urmează relația van ’t Hoff, ln(s₂/s₁) = −(ΔH_soluţie/R)(1/T₂ − 1/T₁), care spune ceva simplu: dacă dizolvarea absoarbe căldură, încălzirea soluției ajută și solubilitatea crește; dacă dizolvarea eliberează căldură, încălzirea o împiedică și solubilitatea scade. Acest singur semn controlează fiecare intrare din ultima coloană a tabelului de mai sus.

Rezultatul sării, prelucrat. Clorura de sodiu este substanța solidă pe care protocolul o analizează în primul rând, fiind în mod deliberat cea mai puțin spectaculoasă. Solubilitatea sa acceptată variază de la 35,7 g la 100 g de apă la 0 °C până la 39,1 g la 100 °C — o creștere de mai puțin de 10 % pe întregul interval de temperatură al apei în stare lichidă. Interpolând la punctul de referință de 75 °C al protocolului, se obține aproximativ 38 g / 100 mL, astfel încât, din solidul aflat pe fundul unui pahar de laborator saturat, doar aproximativ 2 g la 100 mL vor intra în soluție atunci când placa este pornită. Elevii care se așteaptă la o limpezire spectaculoasă vor fi dezamăgiți, iar această dezamăgire este tocmai ideea: ea creează contrastul cu glucoza și bicarbonatul și explică de ce sarea nu poate fi purificată prin recristalizare din apă, în timp ce multe alte solide pot fi purificate astfel.

Un calcul care merită făcut și care merită să fie greșit. Introducerea valorilor sării în relația lui van ’t Hoff cu ΔH_soluţie = +3,9 kJ/mol, de la T₁ = 298 K până la T₂ = 348 K, dă ln(s₂/s₁) = −(3900 / 8,314)(1/348 − 1/298) = 469 × 4,82 × 10⁻⁴ = 0.226, deci s₂/s₁ = 1.25 și s₂ ≈ 45 g / 100 mL. Valoarea măsurată este de aproximativ 38. Valoarea prevăzută este cu 18 % prea mare, iar motivul este mai degrabă instructiv decât jenant: relația van ’t Hoff presupune o soluție ideală cu o entalpie de soluție constantă, iar o soluție saturată de sare — de aproximativ 6 mol/L, în care fiecare moleculă de apă participă la hidratarea unui ion — este cât se poate de departe de a fi ideală pentru o soluție apoasă. Compararea predicției cu măsurătoarea este un exercițiu mai util decât analizarea fiecăreia dintre ele separat.

De ce apa dizolvă unii dintre aceste solide și pe alții nu. Pentru un solid ionic, dizolvarea este o competiție între energia rețelei cristaline care ține ionii laolaltă și energia de hidratare eliberată atunci când apa îi înconjoară. Apa câștigă în cazul clorurii de sodiu deoarece permitivitatea sa relativă de aproximativ 78 slăbește atracția electrostatică dintre ionii separați cu aproape două ordine de mărime și deoarece fiecare ion este stabilizat de un strat ordonat de dipoli de apă. În etanol, a cărui permitivitate relativă este de doar aproximativ 24, aceeași sare se dizolvă până la aproximativ 0,065 g la 100 mL — de circa cinci sute de ori mai puțin. Apa pierde în fața carbonatului de calciu deoarece rețeaua cristalină menține un cation dublu încărcat în fața unui anion dublu încărcat: produsul de solubilitate este K_sp = 3,3 × 10⁻⁹, deci concentrația la saturație este √K_sp = 5,7 × 10⁻⁵ mol/L, ceea ce la 100,09 g/mol înseamnă 0,6 mg la 100 mL — aproximativ o parte la două sute de mii și complet invizibil într-un pahar de laborator cu pulbere decantată. Glucoza se dizolvă dintr-un alt motiv: nu este deloc ionică, dar cele cinci grupări hidroxil și un atom de oxigen din inel formează legături de hidrogen cu apa, astfel încât molcula este solvatată la fel de eficient ca un ion. Amidonul este construit din aceleași unități de glucoză, dar sub formă de lanțuri de sute de unități, unite prin legături de hidrogen în interiorul granulelor semicristaline; apa nu poate separa lanțurile la temperatura camerei și, atunci când în cele din urmă pătrunde în ele prin încălzire, rezultatul este o pastă umflată, mai degrabă decât o soluție.

O verificare vizibilă că ceva s-a dizolvat. Substanța dizolvată ocupă volum. Volumul molar aparent al clorurii de sodiu în apă este de aproximativ 16,6 cm³/mol, deci cele 36 g necesare pentru a satura 100 mL (36 / 58.44 = 0,616 mol) adaugă aproximativ 0,616 × 16,6 ≈ 10 mL la lichid, ducând nivelul din paharul de laborator de la 100 mL la aproximativ 110 mL. Un elev care nu observă creșterea nivelului nu a dizolvat atât de multă sare pe cât crede — iar un elev care măsoară această creștere a efectuat o a doua măsurătoare independentă a aceleiași cantități.

Rezumatul temei pe intervale de note

Clasele a IX-a și a X-a

Concentrare. Observație și vocabular: solut, solvent, saturat, solubil, insolubil, suspensie.

• Adăugați sare în porțiuni cântărite până când nu se mai dizolvă și raportați masa totală adăugată ca fiind solubilitatea la temperatura camerei.
• Clasificați cele cinci solide în solubile și insolubile pe baza a ceea ce se vede în paharul de laborator și menționați ce dovadă a fost folosită.
• Înregistrați dacă solidul de pe fund se dizolvă când plita este reglată la 75 °C și la ce temperatură dispare.
• Zahărul se dizolvă mai bine în apa fierbinte decât în cea rece deoarece temperatura ridicată crește solubilitatea, permițând apei să rețină o cantitate mult mai mare de zahăr înainte de a deveni o soluție saturată.

Clasa a XI-a

Concentrare. Comparație cantitativă între substanțele solide și raționamentul de la structură la solubilitate.

• Prezentați într-un tabel masa necesară pentru a satura 100 mL pentru fiecare dintre cele cinci substanțe solide și convertiți fiecare rezultat în grame pe litru și în moli pe litru, în cazul în care există o masă molară.
• Clasificați substanțele solide înainte de a efectua experimentul, pe baza structurii ionice sau moleculare a fiecăreia, și comparați clasamentul cu rezultatul obținut.
• Explicați de ce valoarea obținută pentru sare variază mult mai puțin la încălzire decât cea obținută pentru glucoză, din perspectiva căldurii absorbite la dizolvare.
• Identificați care dintre cele cinci substanțe solide nu poate oferi o măsurătoare precisă a solubilității la 75 °C și explicați de ce.

Clasa a XII-a / Nivel universitar

Concentrare. Tratament termodinamic și calcul de echilibru.

• Folosiți relația van ’t Hoff cu ΔH_soluţie = +3.9 kJ/mol pentru a prezice solubilitatea NaCl la 75 °C, comparați-o cu valoarea acceptată de aproximativ 38 g / 100 mL și explicați discrepanța prin prisma neidealității la 6 mol/L.
• Calculați solubilitatea carbonatului de calciu pornind de la K_sp = 3,3 × 10⁻⁹, exprimați-o în mg la 100 mL și explicați de ce valoarea măsurată în apă expusă la aer este mai mare.
• Explicând prin ecuația $\Delta G = \Delta H - T\DeltaS$, o dizolvare care degajă căldură este exotermă, ceea ce înseamnă că $\Delta H$ este negativ. Pentru ca un proces să fie spontan, variația energiei libere Gibbs ($\Delta G$) trebuie să fie negativă. Un $\Delta H$ negativ favorizează spontaneitatea. Chiar dacă procesul implică și o scădere a entropiei ($\Delta S < 0$, de exemplu, pentru că particulele de solut devin ordonate în rețeaua de hidratare), termenul $-T\DeltaS$ devine pozitiv. La temperaturi scăzute, termenul favorabil entalpic ($\Delta H$) predomină în fața termenului entropic ($-T\DeltaS$), menținând $\Delta G$ negativ, astfel încât dizolvarea are loc spontan. Cu toate acestea, pe măsură ce temperatura ($T$) crește, valoarea absolută a termenului $-T\DeltaS$ crește (devenind mai pozitivă). La o temperatură suficient de ridicată, acest termen pozitiv devine mai mare decât $\Delta H$ (negativ), făcând ca $\Delta G$ să devină pozitiv. Aceasta înseamnă că procesul de dizolvare devine nefavorabil la cald, ceea ce explică de ce solubilitatea substanței scade odată cu creșterea temperaturii.
• Estimați creșterea volumului la saturarea a 100 mL de apă cu NaCl pe baza volumului molar aparent și propuneți cum ar putea fi măsurată suficient de bine încât să servească drept verificare a masei adăugate.

Esențiale de laborator

Instrumente

• Balanță electronică (rezoluție 0,01 g, cu buton de tarare)
• Nacelă de cântărire
• Spatulă
• Cilindru gradat (100 mL)
• Pahar Berzelius (100 mL) pentru experiment; pahare Berzelius (50 mL și 500 mL) de asemenea pe bancul de lucru
• Plită electrică cu agitator magnetic, care afișează atât temperatura plitei, cât și temperatura țintă
• Magnet de agitare
• Termometru
• Suport de laborator cu clemă universală, pentru termometru
• Recipient de recuperare, pentru golirea paharului de laborator între substanțe solide

Produse

• Clorură de sodiu, sare de masă (pulbere)
• Glucoză, zahăr (pudră)
• Bicarbonat de sodiu, bicarbonat de sodiu (pulbere)
• Carbonat de calciu, cretă (pulbere)
• Amidon, amidon de porumb (pudră)
• Apă de la robinet, pentru porțiile de 100 ml
• Apă distilată, pentru clătirea sticlăriei între solide
• Etanolul și uleiul de măsline se află pe bancă, dar nu sunt utilizate în nicio etapă a acestui protocol, care testează doar solubilitatea în apă