Relación húmida - parte 1

Os compostos inorgánicos normalmente non están asociados á humidade, mentres que os compostos orgánicos están ao revés. Despois de todo, as primeiras son rochas secas e as segundas proceden de organismos vivos acuáticos. Porén, as asociacións xeneralizadas teñen pouco que ver coa realidade. Neste caso, é semellante: a auga pódese espremer das pedras e os compostos orgánicos poden estar moi secos.

A auga é unha substancia omnipresente na Terra, e non é de estrañar que tamén se poida atopar noutros compostos químicos. Ás veces está vagamente conectado con eles, encerrado dentro deles, maniféstase nunha forma latente ou constrúe abertamente a estrutura dos cristais.

Primeiro primeiro. Ao comezo…

... humidade

Moitos compostos químicos tenden a absorber auga do seu ambiente, por exemplo, o coñecido sal de mesa, que adoita aglutinarse na atmosfera húmida e vaporosa da cociña. Tales substancias son higroscópicas e a humidade que provocan auga higroscópica. Non obstante, o sal de mesa require unha humidade relativa suficientemente alta (ver cadro: Canta auga hai no aire?) para unir o vapor de auga. Mentres, no deserto hai substancias que poden absorber auga do medio.

Canta auga hai no aire?

Humidade absoluta é a cantidade de vapor de auga que contén unha unidade de volume de aire a unha determinada temperatura. Por exemplo, a 0°С en 1 m³ No aire pode haber un máximo (para que non haxa condensación) duns 5 g de auga, a 20 ° C - uns 17 g de auga e a 40 ° C - máis de 50 g. Nunha cociña quente ou baño, polo tanto, está bastante húmido.

Humidade relativa é a relación entre a cantidade de vapor de auga por unidade de volume de aire e a cantidade máxima a unha determinada temperatura (expresada en porcentaxe).

O seguinte experimento precisará de NaOH sódico ou hidróxido de potasio KOH. Coloca unha tableta composta (tal e como se venden) sobre un vidro de reloxo e déixaa no aire durante un tempo. Pronto notarás que a pastilla comeza a cubrirse con gotas de líquido e despois estendeuse. Este é o efecto da higroscopicidade de NaOH ou KOH. Ao colocar as mostras en diferentes estancias da casa, pódese comparar a humidade relativa destes lugares (1).

1. Precipitación de NaOH sobre un vidro de reloxo (esquerda) e o mesmo precipitado despois dunhas horas no aire (dereita).

2. Desecador de laboratorio con xel de silicona (foto: Wikimedia/Hgrobe)

Os químicos, e non só eles, resolven o problema do contido de humidade dunha substancia. Auga higroscópica é unha contaminación desagradable por un composto químico, e o seu contido, ademais, é inestable. Este feito dificulta a pesada da cantidade de reactivo necesaria para a reacción. A solución, por suposto, é secar a substancia. A escala industrial, isto ocorre en cámaras quentadas, é dicir, nunha versión ampliada dun forno doméstico.

Nos laboratorios, ademais dos secadores eléctricos (de novo, fornos), eksicatorio (tamén para almacenamento de reactivos xa secos). Trátase de recipientes de vidro, ben pechados, no fondo dos cales hai unha substancia altamente higroscópica (2). O seu traballo é absorber a humidade do composto seco e manter baixa a humidade dentro do desecador.

Exemplos de desecantes: Sales de CaCl anhidros.₂ Eu MgSO₄, óxidos de fósforo (V) P₄O₁₀ e calcio CaO e xel de sílice (xel de sílice). Tamén atoparás estes últimos en forma de sobres desecantes colocados en envases industriais e alimentarios (3).

3. Xel de silicona para protexer os alimentos e os produtos industriais da humidade.

Moitos deshumidificadores pódense rexenerar se absorben demasiada auga; só quentalos.

Tamén hai contaminación química. auga engarrafada. Penetra nos cristais durante o seu rápido crecemento e crea espazos cheos coa solución da que se formou o cristal, rodeados dun sólido. Podes desfacerte das burbullas líquidas do cristal disolvendo o composto e recristalizando, pero esta vez en condicións que retardan o crecemento do cristal. Entón as moléculas asentaranse "ordenadamente" na rede cristalina, sen deixar ocos.

auga agochada

Nalgúns compostos, a auga existe en forma latente, pero o químico é capaz de extraela deles. Pódese supoñer que liberará auga de calquera composto de osíxeno e hidróxeno nas condicións adecuadas. Faras que abandone a auga por quecemento ou pola acción doutra substancia que absorbe a auga con forza. Auga en tal relación auga constitucional. Proba os dous métodos de deshidratación química.

4. O vapor de auga condénsase no tubo de ensaio cando se deshidratan os produtos químicos.

Bota un pouco de bicarbonato de sodio no tubo de ensaio, é dicir. bicarbonato de sodio NaHCO.₃. Pódese conseguir no supermercado e úsase na cociña, por exemplo. como levadura para a cocción (pero tamén ten moitos outros usos).

Coloque o tubo de ensaio na chama do queimador nun ángulo de aproximadamente 45° coa abertura de saída cara a vostede. Este é un dos principios de hixiene e seguridade do laboratorio: así é como se protexe en caso de liberación repentina dunha substancia quente dun tubo de ensaio.

O quecemento non é necesariamente forte, a reacción comezará a 60 ° C (un queimador de espírito metido ou incluso unha vela é suficiente). Manteña un ollo na parte superior da embarcación. Se o tubo é o suficientemente longo, comezarán a acumularse gotas de líquido na saída (4). Se non os ves, coloque un vidro de reloxo frío sobre a saída do tubo de ensaio - o vapor de auga liberado durante a descomposición do bicarbonato de sodio condénsase nel (o símbolo D enriba da frecha indica o quecemento da substancia):

5. A mangueira negra sae do vaso.

O segundo produto gasoso, o dióxido de carbono, pódese detectar mediante auga de cal, é dicir. solución saturada hidróxido de calcio Sa (ON)₂. A súa turbidez causada pola precipitación de carbonato de calcio é indicativa da presenza de CO₂. Basta con tomar unha gota da solución nunha baguette e colocala no extremo do tubo de ensaio. Se non tes hidróxido de calcio, fai auga de cal engadindo unha solución de NaOH a calquera solución de sal de calcio soluble en auga.

No seguinte experimento, usarás o seguinte reactivo de cociña: azucre normal, é dicir, sacarosa C.₁₂H2₂O₁₁. Tamén necesitará unha solución concentrada de ácido sulfúrico H₂SO₄.

Lémbroche inmediatamente as regras para traballar con este reactivo perigoso: son necesarios luvas e lentes de goma e o experimento realízase nunha bandexa de plástico ou envoltura de plástico.

Bota o azucre nun vaso pequeno a metade do que se enche o recipiente. Agora bota unha solución de ácido sulfúrico nunha cantidade igual á metade do azucre vertido. Mestura o contido cunha varilla de vidro para que o ácido se distribúa uniformemente por todo o volume. Non pasa nada durante un tempo, pero de súpeto o azucre comeza a escurecerse, logo vólvese negro e finalmente comeza a "saír" do recipiente.

Unha masa negra porosa, que xa non parece azucre branco, arrastra do vaso como unha serpe da cesta dun faquir. Quenta todo, son visibles nubes de vapor de auga e ata se escoita un asubío (este tamén é vapor de auga que escapa das fendas).

A experiencia é atractiva, da categoría dos chamados. mangueiras químicas (5). A higroscopicidade dunha solución concentrada de H é a responsable dos efectos observados.₂SO₄. É tan grande que a auga entra na solución doutras substancias, neste caso a sacarosa:

Os residuos da deshidratación do azucre están saturados con vapor de auga (recorde que ao mesturar H₂SO₄ é liberada moita calor coa auga), o que provoca un aumento significativo do seu volume e o efecto de levantar a masa do vidro.

Atrapado nun cristal

6. Quentamento de sulfato de cobre cristalino (II) nun tubo de ensaio. É visible a deshidratación parcial do composto.

E outro tipo de auga contida nos produtos químicos. Nesta ocasión aparece de forma explícita (a diferenza da auga constitucional), e a súa cantidade está estrictamente definida (e non arbitraria, como no caso da auga higroscópica). Isto auga de cristalizacióno que dá cor aos cristais: cando se eliminan, desintegranse nun po amorfo (que verás experimentalmente, como corresponde a un químico).

Abastece-se de cristais azuis de sulfato de cobre (II) hidratado CuSO₄× 5 x₂Ah, un dos reactivos de laboratorio máis populares. Despeje unha pequena cantidade de pequenos cristais nun tubo de ensaio ou nun evaporador (o segundo método é mellor, pero no caso dunha pequena cantidade do composto, tamén se pode usar un tubo de ensaio; máis sobre iso nun mes). Comeza a quentar suavemente sobre a chama do queimador (abondará cunha lámpada de alcohol desnaturalizado).

Axita o tubo con frecuencia para afastalo de ti ou mexa a baguette no evaporador colocado no asa do trípode (non te inclines sobre a cristalería). A medida que aumenta a temperatura, a cor do sal comeza a esvaecer, ata que finalmente se fai case branca. Neste caso, recóllense gotas de líquido na parte superior do tubo de ensaio. Esta é a auga eliminada dos cristais de sal (quentalos nun evaporador revelará a auga colocando un vidro de reloxo frío sobre o recipiente), que mentres tanto se desintegro nun po (6). A deshidratación do composto ocorre en etapas:

Un novo aumento da temperatura por riba dos 650 °C provoca a descomposición do sal anhidro. CuSO anhidro en po branco₄ almacena nun recipiente ben atornillado (podes poñer nel unha bolsa que absorba a humidade).

Podes preguntar: como sabemos que a deshidratación ocorre tal e como describen as ecuacións? Ou por que as relacións seguen este patrón? Traballarás na determinación da cantidade de auga neste sal o mes que vén, agora responderei á primeira pregunta. Chámase o método polo que podemos observar o cambio de masa dunha substancia ao aumentar a temperatura análise termogravimétrica. A substancia de proba colócase nun palé, a chamada balanza térmica, e quéntase, lendo os cambios de peso.

Por suposto, hoxe as termobalanzas rexistran os propios datos, ao mesmo tempo que debuxan o gráfico correspondente (7). A forma da curva da gráfica mostra a que temperatura ocorre "algo", por exemplo, se libera unha substancia volátil do composto (perda de peso) ou se combina cun gas no aire (entón a masa aumenta). O cambio de masa permítelle determinar que e en que cantidade diminuíu ou aumentou.

7. Gráfico da curva termogravimétrica do sulfato de cobre(II) cristalino.

CuSO hidratado₄ ten case a mesma cor que a súa solución acuosa. Isto non é unha coincidencia. ión Cu en solución₂+ está rodeado por seis moléculas de auga, e no cristal - por catro, situadas nas esquinas do cadrado, do que é o centro. Por riba e por debaixo do ión metálico hai anións sulfato, cada un dos cales "atende" a dous catións veciños (polo que a estequiometría é correcta). Pero onde está a quinta molécula de auga? Atópase entre un dos ións sulfato e unha molécula de auga nun cinto que rodea o ión cobre(II).

E de novo, o lector inquisitivo preguntará: como sabes isto? Nesta ocasión a partir de imaxes de cristais obtidas irradiándoos con raios X. Non obstante, explicar por que un composto anhidro é branco e un composto hidratado é azul é unha química avanzada. É hora de que ela estude.

Ver tamén: