Relație umedă - partea a 1-a

Compușii anorganici nu sunt de obicei asociați cu umiditatea, dar compușii organici sunt opusul. La urma urmei, primele sunt roci uscate, iar cele din urmă provin din organisme vii acvatice. Cu toate acestea, asociațiile larg răspândite au puțin de-a face cu realitatea. În acest caz, este similar: apa poate fi stoarsă din pietre, dar compușii organici pot fi foarte uscați.

Apa este o substanță omniprezentă pe Pământ și nu este surprinzător că poate fi găsită în alți compuși chimici. Uneori este slab conectat cu ele, închis în ele, se manifestă într-o formă ascunsă sau construiește în mod deschis structura cristalelor.

Să începem cu începutul. La început…

…umiditate

Mulți compuși chimici tind să absoarbă apa din mediul înconjurător - de exemplu, binecunoscuta sare de masă, care adesea se adună în atmosfera aburoasă și umedă a unei bucătărie. Astfel de substanțe sunt higroscopice și umiditatea pe care o provoacă apă higroscopică. Cu toate acestea, sarea de masă necesită o umiditate relativă suficient de mare (vezi caseta: Câtă apă este în aer?) pentru a lega vaporii de apă. Între timp, în deșert există substanțe care pot absorbi apa din mediu.

Câtă apă este în aer?

Umiditate absolută Aceasta este cantitatea de vapori de apă conținută într-o unitate de volum de aer la o anumită temperatură. De exemplu, la 0°C în 1 m³ În aer pot fi maxim aproximativ 5 g apă (pentru a evita condensul), la 20°C - aproximativ 17 g apă, iar la 40°C - mai mult de 50 g. Într-o bucătărie sau baie caldă este deci destul de umed.

Umiditatea relativă reprezintă raportul dintre cantitatea de vapori de apă pe unitatea de volum de aer și cantitatea maximă la o anumită temperatură (exprimată ca procent).

Pentru următorul experiment veți avea nevoie de NaOH de sodiu sau hidroxid de potasiu KOH. Așezați tableta compusă (cum sunt vândute) pe un pahar de ceas și lăsați-o la aer pentru o vreme. În curând veți observa că pastilajul începe să se acopere cu picături de lichid și apoi să se răspândească. Acesta este efectul de higroscopicitate al NaOH sau KOH. Prin plasarea probelor în diferite încăperi ale casei, veți compara umiditatea relativă a acestor locuri (1).

1. Depunere NaOH pe un geam de ceas (stânga) și același depozit după câteva ore în aer (dreapta).

2. Desicator de laborator cu gel siliconic (foto: Wikimedia/Hgrobe)

Chimiștii, și nu numai ei, rezolvă problema conținutului de umiditate al unei substanțe. Apa higroscopică Aceasta este o contaminare neplăcută cu un compus chimic, iar conținutul său, în plus, nu este constant. Acest fapt face dificilă cântărirea cantității de reactiv necesară pentru o reacție. Soluția, desigur, este uscarea substanței. La scară industrială, acest lucru se întâmplă în camere încălzite, adică o versiune mai mare a unui cuptor de casă.

În laboratoare, pe lângă uscătoarele electrice (din nou, cuptoare), se folosesc exikator (și pentru depozitarea reactivilor deja uscați). Acestea sunt vase de sticlă, bine închise, în fundul cărora se află o substanță foarte higroscopică (2). Sarcina sa este de a absorbi umiditatea din compusul uscat și de a menține umiditatea scăzută în interiorul desicatorului.

Exemple de agenți de uscare: săruri de CaCl anhidre.₂ Eu MgSO₄, oxid de fosfor (V) P₄O₁₀ și calciu CaO și silicagel (silicagel). Pe acesta din urmă îl veți găsi și sub formă de pliculețe de desicant găsite în ambalajele industriale și alimentare (3).

3. Gel siliconic pentru protejarea alimentelor și a produselor industriale de umezeală.

Multe dezumidificatoare pot fi regenerate dacă absorb prea multă apă - doar încălziți-le.

Există și contaminare cu compuși chimici apă înfundată. Pătrunde în cristale pe măsură ce cresc rapid și creează spații pline cu soluția din care s-a format cristalul, înconjurate de un corp solid. Puteți scăpa de bulele de lichid dintr-un cristal prin dizolvarea compusului și recristalizarea acestuia, dar de data aceasta în condiții care vor încetini creșterea cristalului. Apoi moleculele se vor aranja „îngrijit” în rețeaua cristalină, fără a lăsa goluri.

apă ascunsă

În unii compuși, apa există în formă latentă, dar chimistul este capabil să o extragă din ei. Puteți presupune că veți elibera apă din orice compus oxigen-hidrogen în condițiile potrivite. Il vei forta sa elibereze apa prin incalzire sau prin actiunea unei alte substante care absoarbe puternic apa. Apa în astfel de relații apa constitutionala. Încercați ambele metode de deshidratare a substanțelor chimice.

4. Vaporii de apă se condensează într-o eprubetă când substanțele chimice sunt deshidratate.

Turnați niște bicarbonat de sodiu în eprubetă, de exemplu. bicarbonat de sodiu NaHCO.₃. Îl poți obține de la băcănie, iar în bucătărie se folosește, de exemplu. ca praf de copt (dar are si multe alte intrebuintari).

Puneți eprubeta în flacăra arzătorului la un unghi de aproximativ 45°, cu orificiul de evacuare îndreptat spre dvs. Acesta este unul dintre principiile igienei și siguranței laboratorului - astfel vă veți proteja în cazul unei eliberări bruște a unei substanțe încălzite din eprubetă.

Încălzirea nu trebuie să fie puternică; reacția va începe la 60°C (este suficient un arzător cu alcool denaturat sau chiar o lumânare). Fii cu ochii pe partea superioară a vasului. Dacă tubul este suficient de lung, picăturile de lichid vor începe să se adune la ieșire (4). Dacă nu le vedeți, puneți un pahar de ceas rece peste orificiul de evacuare a eprubetei - vaporii de apă eliberați în timpul descompunerii bicarbonatului de sodiu se vor condensa pe acesta (simbolul D de deasupra săgeții indică încălzirea substanței):

5. Furtunul negru iese din sticlă.

Al doilea produs gazos, dioxidul de carbon, poate fi detectat folosind apă de var, adică. soluție saturată hidroxid de calciu cu (ON)₂. Turbiditatea sa, cauzată de precipitarea carbonatului de calciu, indică prezența CO.₂. Este suficient să luați o picătură de soluție pe o baghetă și să o puneți pe capătul eprubetei. Dacă nu aveți hidroxid de calciu, faceți apă de var adăugând o soluție de NaOH la o soluție de orice sare de calciu solubilă în apă.

În următorul experiment veți folosi următorul reactiv de bucătărie - zahăr obișnuit, adică zaharoză C.₁₂H2₂O₁₁. Veți avea nevoie și de o soluție concentrată de acid sulfuric H₂SO₄.

Vă reamintesc imediat regulile de lucru cu acest reactiv periculos: sunt necesare mănuși de cauciuc și ochelari de protecție, iar experimentul se desfășoară pe o tavă de plastic sau folie de plastic.

Se toarnă jumătate din cantitatea de zahăr într-un pahar mic care umple vasul. Acum turnați o soluție de acid sulfuric într-o cantitate egală cu jumătate din zahărul adăugat. Amestecați conținutul cu o baghetă de sticlă, astfel încât acidul să fie distribuit uniform în întregul volum. De ceva timp nu se întâmplă nimic, dar dintr-o dată zahărul începe să se întunece, apoi devine negru și, în cele din urmă, începe să „iasă” din vas.

O masă neagră poroasă, care nu mai seamănă cu zahărul alb, se târăște din pahar ca un șarpe dintr-un coș de fachiri. Toată treaba se încălzește, se văd nori de vapori de apă și se aude chiar șuierat (aceștia sunt și vapori de apă care ies din crăpături).

Experiența este atractivă, din așa-zisa categorie. furtunuri chimice (5). Higroscopicitatea soluției de H concentrat este responsabilă pentru efectele observate.₂SO₄. Este atât de mare încât apa intră în soluție din alte substanțe, în acest caz zaharoză:

Reziduurile de deshidratare a zahărului sunt saturate cu vapori de apă (rețineți că atunci când amestecați H₂SO₄ se eliberează multă căldură cu apa), ceea ce determină o creștere semnificativă a volumului lor și efectul de ridicare a masei din sticlă.

Prins într-un cristal

6. Încălzirea sulfatului de cupru cristalin (II) într-o eprubetă. Este vizibilă deshidratarea parțială a compusului.

Și un alt tip de apă conținut de substanțe chimice. De data aceasta se manifestă clar (spre deosebire de apa constituțională), iar cantitatea ei este strict definită (și nu arbitrar, ca în cazul apei higroscopice). Acest apa de cristalizarecare dă culoare cristalelor - atunci când sunt îndepărtate, acestea se dezintegrează într-o pulbere amorfă (pe care o vei vedea experimental, așa cum se cuvine unui chimist).

Aprovizionați cu cristale albastre de sulfat de cupru (II) hidratat CuSO₄×5 canale₂Oh, unul dintre cei mai populari reactivi de laborator. Turnați o cantitate mică de cristale mici într-o eprubetă sau evaporator (a doua metodă este mai bună, dar în cazul unei cantități mici de compus, puteți folosi o eprubetă; mai multe despre asta într-o lună). Începeți cu atenție încălzirea la flacăra unei torțe (o lampă cu alcool denaturat va fi suficientă).

Agitați eprubeta des, cu fața opusă dvs. sau amestecați bagheta în vaporizatorul plasat în mânerul suportului (nu vă aplecați peste vas). Pe măsură ce temperatura crește, culoarea sării începe să se estompeze până când în cele din urmă devine aproape albă. În același timp, picături de lichid se adună în partea superioară a eprubetei. Aceasta este apa îndepărtată din cristalele de sare (prin încălzirea lor într-un evaporator, veți găsi apă punând un pahar de ceas rece peste vas), care între timp s-a dezintegrat în pulbere (6). Deshidratarea compusului are loc în etape:

O creștere suplimentară a temperaturii peste 650°C determină descompunerea sării anhidre. Pulbere de CuSO albă anhidră₄ Depozitați într-un recipient bine înșurubat (puteți pune o pungă de desicant în el).

Vă puteți întreba: De unde știm că deshidratarea are loc așa cum este descris de ecuații? Sau de ce relațiile urmează acest tipar? Luna viitoare vei determina cantitatea de apă din această sare, acum voi răspunde la prima întrebare. Se numește metoda prin care putem observa modificarea masei unei substanțe cu creșterea temperaturii analiza termogravimetrică. Substanța studiată este așezată pe o tavă, așa-numita balanță termică, și încălzită, citind modificările de greutate.

Desigur, astăzi bilanțele termice însele înregistrează datele, desenând în același timp graficul corespunzător (7). Forma curbei graficului arată la ce temperatură se întâmplă „ceva”, cum ar fi un compus care eliberează o substanță volatilă (pierderea în greutate) sau se combină cu un gaz în aer (apoi masa crește). O modificare a masei vă permite să determinați ce și în ce cantitate a scăzut sau a crescut.

7. Graficul curbei termogravimetrice a sulfatului de cupru (II) cristalin.

CuSO hidratat₄ are aproape aceeași culoare ca soluția sa apoasă. Aceasta nu este o coincidență. ion de Cu în soluție₂+ este înconjurat de șase molecule de apă, iar în cristal - de patru, situat la colțurile pătratului al cărui centru este. Deasupra și dedesubtul ionului metalic sunt anioni sulfat, fiecare dintre care „servește” doi cationi vecini (deci stoichiometria este corectă). Dar unde este a cincea moleculă de apă? Se află între unul dintre ionii sulfat și o moleculă de apă din banda care înconjoară ionul de cupru (II).

Și din nou cititorul curios va întreba: de unde știi asta? De data aceasta din imagini cu cristale obținute prin iradierea lor cu raze X. Cu toate acestea, explicația pentru care compusul anhidru este alb și compusul hidratat este albastru este chimie avansată. E timpul ca ea să studieze.

A se vedea, de asemenea: