Springen naar inhoud

oplosbaarheid vs elektroliet


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Bonzai

    Bonzai


  • >100 berichten
  • 190 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 17 maart 2010 - 21:32

Hallo iedereen,

een misschien makkelijke vraag, doch met een betwistbaar antwoord misschien, naar mijn mening althans. :-)
Is er een verband tussen de oplosbaarheid van een stof en zijn mogelijkheid tot splitsing in ionen? Volgens wat opzoekwerk dat ik verrichte, lijkt dit niet zo.

Het lijkt me toch raar dat, neem nu glucose goed oplosbaar is in water doch een zwak elektrolyt lijkt te zijn...
Een oplosbaarheid hangt toch af van de interacties van de atomen van je solvent en die van je op te lossen stof. Is het dan, in de meeste gevallen niet zo dat er een splitsing in ionen moet plaatsvinden, wil een stof oplossen in water?
Je zou dan toch verwachten dat wanneer glucose moleculen splitsen in ionen, deze gehydrateerd worden en in oplossing gaan? Maar deze elektrolyse gebeurt niet, toch is er een oplosbaarheid?

Hopelijk kan iemand me een verhelderende uitleg brengen over dit probleempje.

Alvast bedankt.

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Arian Schouten

    Arian Schouten


  • 0 - 25 berichten
  • 16 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 18 maart 2010 - 01:10

Beste Bonzai,

er is naar mijn mening geen direct verband tussen de oplosbaarheid van een stof en zijn mogelijkheid tot splitsing in ionen. Wel is er een duidelijk verschil als we praten over zouten en moleculaire stoffen.

Stel je het ionrooster van een zout voor. Wanneer dissociatie (splitsing in ionen) optreedt, komen de ionen los uit het ionrooster en worden ze gehydrateerd. Het zout lost dan op. In dit geval is er dus een duidelijk verband tussen de oplosbaarheid van het zout en zijn mogelijkheid tot splitsing. Hoe beter het zout kan splitsen, des te beter oplosbaar is het zout.

Dit geldt echter niet voor moleculaire stoffen, zoals het voorbeeld glucose dat je aanhaalt. Wanneer je deze stof oplost in water, zal deze niet dissocieren. Toch is deze stof goed oplosbaar, net als bijvoorbeeld ethanol. De oplosbaarheid van moleculaire stoffen is dan ook afhankelijk van aanwezige dipoolmomenten en niet van splitsing in ionen, wat tijdens het oplossen van moleculaire stoffen niet (of nauwelijks) gebeurt.

Een oplosbaarheid hangt toch af van de interacties van de atomen van je solvent en die van je op te lossen stof. Is het dan, in de meeste gevallen niet zo dat er een splitsing in ionen moet plaatsvinden, wil een stof oplossen in water?


Hier heb je wat mij betreft gelijk. Wel is het zo dat er meerdere interacties mogelijk zijn dan alleen dissociatie. Denk bijvoorbeeld aan de eerder genoemde dipoolmomenten.

Dit is mijn voorstelling van de oplossing van jouw probleem, ik hoop dat ik een beetje in de richting gekomen ben ;)

Succes verder!

Veranderd door Arian Schouten, 18 maart 2010 - 01:14


#3

Bonzai

    Bonzai


  • >100 berichten
  • 190 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 18 maart 2010 - 16:08

Ok alvast bedankt,

hoe zit het dan met slecht oplosbaar, doch goed ioniseerbare zouten zoals bariumsulfaat Ba2SO4? Bestaan er ook goed oplosbare maar slecht ioniseerbare stoffen/zouten?

Bedankt!

#4

Marjanne

    Marjanne


  • >1k berichten
  • 4771 berichten
  • VIP

Geplaatst op 18 maart 2010 - 17:48

HgCl2 lost op tot bijna 70 g/l in water, maar het ioniseert niet. Het zit als HgCl2-molecuul in de oplossing. HgCl2 lost ook goed op in ethanol en aceton, zelfs wel een beetje in hexaan.

#5

Chemistry is in the air

    Chemistry is in the air


  • >25 berichten
  • 44 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 18 maart 2010 - 22:18

Maar hoe komt het dan dat HgCl2 niet splits in ionen en wel goed oplost? Ook op de omgekeerde vraag heb ik nog steeds geen antoord gevonden: hoe kan het dat er zouten bestaan die slecht oplossen in water, maar toch sterke elektrolyten zijn? Ik heb de indruk dat het antwoord op deze vragen nogal complex is daarom zijn ook al de literatuurtips hieromtrent welkom.

Veranderd door Chemistry is in the air, 18 maart 2010 - 23:09


#6

RubenM

    RubenM


  • >250 berichten
  • 336 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 maart 2010 - 15:41

Bij het oplossen van zouten heb je te maken met een entropie- en een enthalpieterm.

De entropieterm is gunstig (positief) als de wanorde toeneemt. Oftewel, de wanorde die ontstaat door het opbreken van het geordende zoutrooster in de vaste toestand moet groter zijn dan de orde die bepaalde grote, hooggeladen ionen opleggen aan de hydratatieschillen rond hen heen.

De enthalpieterm is gunstig (negatief) bij een sterke solvatie.

Natriumnitraat lost op in water. De enthalpie is positief; beide ionen zijn enkel geladen en worden daarom niet erg sterk gehydrateerd. De entropie is echter ook positief, waardoor ΔH-TΔS toch net negatief uitvalt. Je zou hier kunnen zeggen dat je te maken hebt met een zout dat niet erg enthousiast ioniseert maar uiteindelijk toch goed oplost.

Magnesiumsulfaat lost ook redelijk op in water. Nu is de enhalpie sterk negatief omdat beide ionen dubbelgeladen zijn. De entropie is echter ook negatief; het opbreken van het Mg-SO4 rooster is entropisch weliswaar gunstig, maar door hun sterke hydratatie leggen de ionen de watermoleculen die zich direct rond hen heen bevinden aan banden -> er ontstaat weer nieuwe orde.

Bariumsulfaat slaat neer. De entropie neemt af en de enthalpie is positief. Bariumsulfaat heeft geen zin om te ioniseren en lost ook niet goed op.

Calciumcarbonaat slaat neer door een sterk ongunstige entropie-afname. De oplosenthalpie is echter negatief, maar niet groot genoeg om de entropie-afname te compenseren.

Zilverchloride heeft veel moeite met het splitsen in ionen (enthalpisch ongunstig). Kwikchloride is geen zout maar een (lineair) molecuul, waardoor je naar andere krachten moet kijken (bijv. dipoolinteracties). De overwegingen achter Pearson's harde/zachte zuur/base theorie beiden een handvat om na te gaan of je nog echt met een zout te maken hebt.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures