Roztwór wodny

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 ε_r ≈ 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:

${\displaystyle F={\frac {1}{4\pi \varepsilon _{0}\varepsilon _{r}}}{\frac {q_{1}q_{2}}{r^{2}}}}$

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:

2H
2O ⇄ H
3O+
+ 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

• hydraty

Przypisy

1. G.A. Aksielrud, A.D. Mołczanow: Rozpuszczanie ciał stałych. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1981, s. 12–14. ISBN 83-204-0310-3.
2. Forsythe, W.E. (1954; 2003). Smithsonian Physical Tables (9th Revised Edition). Wersja online dostępna pod adresem:
   • http://knovel.com/web/portal/browse/display?_EXT_KNOVEL_DISPLAY_bookid=736&VerticalID=0.
3. Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa: PWN, 1978, s. 121.
4. Robert T. Morrison, Robert N. Boyd: Chemia organiczna. Warszawa: PWN, 1985, s. 55–57. ISBN 83-01-04166-8.
5. Wojciech Solarski, Ćwiczenia z Chemii Fizycznej, Ćwiczenie V: Entalpia Rozpuszczania i Neutralizacji, Katedra Chemii i Korozji Metali, AGH. chemia.odlew.agh.edu.pl. [zarchiwizowane z tego adresu (2007-03-20)]..
6. J.D. Roberts, M.C. Caserio: Chemia organiczna. Warszawa: PWN, 1969, s. 318.
7. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 87th ed.; Boca Raton:CRC Press LLC, 2007.
8. Adam Bielański: Chemia ogólna i nieorganiczna. Warszawa: PWN, 1981, s. 208–210. ISBN 83-01-02626-X.
9. Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa: PWN, 1978, s. 209–210.
10. 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), s. 161–167, 2004. DOI: 10.1016/j.seppur.2003.10.005. (ang.). 
11. Knovel Critical Tables (2nd Edition) ISBN 978-1-59124-550-6.