A VÍZ ÉS VIZES OLDATOK

A VÍZ ÉS VIZES OLDATOK

A víz a földi élet egyik legalapvetöbb föltétele, mert

*oldószerként reakcióközeg és szállítóanyag szerepet tölt be a sejtekben és a szövetekben,

*reakciópartnerként részt vesz számos biokémiai folyamatban,

*hozzájárul számos bioaktív makromolekula konformációjának kialakulásához,

*nagy fajhöje és párolgáshöje révén fontos szerepet játszik a szervezet höháztartásában.

*jelentös mértékben hozzájárul az élö szervezetek számára elengedhetetlen környezeti feltételek biztosításához.

A vízmolekula szerkezete és tulajdonságai

A víz összegképlete H₂O; a vízben az oxigénatom kettö hidrogénatommal létesít kovalens kötést. Az oxigén vegyérték elektronhéjának szerkezete alapállapotban. A két hidrogén 1s elektronjai az oxigén és pályáin lévö párosítatlan elektronokkal hozzák létre az O-H kötéseket. Ha az O-H kötések a p_y és p_z orbitálok alapállapotának megfelelö irányultság szerint jöttek volna létre, akkor a vízmolekulában a H-O-H kötésszög 109,48° lenne. A vizsgálatok szerint azonban H-O-H kötésszög a vízben 104,5°, ami azzal magyarázható, hogy az oxigén 2s- és három 2p pályája sp³ hibrid pályákká alakul át. A két párosítatlan elektront tartalmazó hibridpálya kötést létesít 1-1 hidrogénatommal, a másik két hibridpálya pedig 1-1 nemkötö elektronpárt tartalmaz. A nemkötö elektronpárok közelebb vannak az oxigénhez a kötö elektronpároknál, és taszítóhatást gyakorolnak egymásra is, valamint a kötést létesítö elektronpárokra is. Ennek következtében az O-H kötések közelebb kerül 727i86h nek egymáshoz, ami a tetraéderes kötésszög torzulását, és a 104,5° H-O kötésszög kialakulását magyarázza.

2d

-0,82

d d 1,84 D

+0,41 0,41

39. ábra. A vízmolekula geometriája és poláris kötései

Az oxigén nagy elektronegativitása a vízmolekula O-H kötéseit létesítö elektronpárok oxigénhez közelebbi elhelyezkedését okozza. A kötö elektronpárok eltolódása az O-H kötéseket polárissá teszi; az oxigén részlegesen negatív (-0,82), a hidrogén pedig részlegesen pozitív (+0,41) töltésü lesz. Végsö soron a poláris kötések és a molekula geometriája miatt a vízmolekulák nagy állandó dipólusmomentummal (1,84 D) rendelkeznek.

A vízmolekulák egymással hidrogénkötéssel kapcsolódhatnak. A vízmolekula oxigénatomjának nem kötö elektronpárjai és részleges negatív töltése vonzzák a másik vízmolekula egyik hidrogénatomját. Egy vízmolekula négy másik vízmolekulával létesíthet hidrogénkötést. A kialakult hidrogénkötés igen erös, mivel a kötést létesítö atomok egy egyenes mentén helyezkednek el.

40. ábra. A vízmolekulák között kialakuló hidrogénkötés

A víz és a jég szerkezete, tulajdonságai

A vízmolekulák között kialakuló hidrogénkötések miatt a víz folyékony állapotban is részleges rendezettséget mutat. A víz a hidrogénkötések által összetartott molekula asszociátumokból és szabad vízmolekulákból áll, melyek között adott hömérsékleten dinamikus egyensúly van, azaz az asszociátumokban lévö, és a szabad vízmolekulák folyamatosan cserélödnek, miközben az asszociátumok és a szabad vízmolekulák száma nem változik.

A víz megfagyását követöen a jégben a vízmolekulák nagyfokú rendezettséget mutatnak; minden oxigénatomot négy hidrogénatom vesz körül, melyek közül kettö kovalens kötéssel, kettö pedig hidrogénkötéssel kapcsolódik az oxigénhez. Az oxigén a négy hidrogénatomon keresztül másik négy oxigénatomhoz kapcsolódik, melynek során kialakul a jégre jellemzö háromdimenziós szerkezet. A jég sürüsége (0,9168 g/cm³) kisebb, mint a 0 ^oC-os víz sürüsége (0,99984 g/cm³). A víz fagyása ezért térfogat növekedéssel jár. Ezzel magyarázható, hogy a vizet tartalmazó üvegedények fagyáskor szétrepednek. A víz sürüségének hömérsékletfüggése anomális, azaz nem követi azt a törvényszerüséget, miszerint a folyadékok sürüsége általában csökken a hömérséklet növekedésével. A víz sürüsége 0 ^oC-on 0,99984 g/cm³;a hömérsékletet növelve 3,98 ^oC-on éri el a maximumát 0,99997 g/cm³-rel
,majd a további hömérséklet-emeléssel a sürüség csökken. Fenti anomáliának köszönhetöen télen a tavak és a folyók összes vízállománya nem fagy meg, hisz télen a vizek elöször egész tömegükben 3,98 ^oC-ra hülnek le. További lehülés esetén az alacsonyabb hömérsékletü, de kisebb sürüségü vízréteg a felszínen marad, és így a fagyás a felsö vízrétegben indul meg. A felszínen képzödö jégréteg jó höszigetelö, védi az alatta lévö vízréteget a további lehüléstöl, megakadályozva ezzel a fenékig történö befagyást. A jégben és a vízben lévö hidrogénhidak miatt a molekulák közötti kölcsönhatás erös, mely kölcsönhatásokat csak viszonylag nagy energia befektetéssel lehet legyözni. Ennek következtében a víz olvadáspontja 0,0 ^oC és forráspontja 0,1 MPa nyomáson 100,0 ^oC. Olvadáshöje (6,02 kJ/mol) és párolgáshöje (40,70 kJ/mol) sokkal nagyobb, mint a hasonló szerkezetü, de hidrogénkötéseket nem alkotó vegyületeké (pl. kén-hidrogén). A víz nagy hö kapacitása miatt (75,20 J/Kˇmol) jelentös mennyiségü höt képes elnyelni vagy leadni anélkül, hogy hömérséklete lényegesen megváltozna. Ennek következtében szabályozza a környezet hömérsékletét, mérsékelve ezzel a szélsöséges hömérsékletváltozásokat. Hasonlóképpen szabályozza bizonyos hömérséklet-határokon belül az állatok és az ember testhömérsékletét a testfolyadékok segítségével. A víz elpárologtatásával a szervezet a felesleges höt leadja, hisz a víz nagy párolgáshöje miatt az izzadás nagy höveszteséggel jár.

Vizes oldatok

A víz nagyon sok anyagnak jó oldószere, ami lehetövé teszi, hogy különbözö molekulák és ionok vizes oldatban továbbíthatóak legyenek. Egy anyag oldhatóságát az oldandó anyag molekulái, az oldószer molekulái és az oldandó anyag és az oldószer molekulái között kialakuló vonzóerök határozzák meg. Apoláris anyagok vízben csak igen kismértékben oldódnak, mivel a vízmolekulák között ható vonzóerök lényegesen nagyobbak, mint az apoláris oldandó anyag és a vízmolekulák közötti erö. Mivel a víz poláris molekula, könnyen lép kölcsönhatásba ionokkal valamint dipólus momentummal rendelkezö molekulákkal különösen akkor, ha a molekula hidrogénkötések kialakítására is képes. Az ionok, és molekulák oldódása vízben a következö módon megy végbe.

A kristályok felületén és csúcsain elhelyezkedö részecskékre a rácsot összetartó erök csak részben hatnak, ezért a kristályrácsból könnyebben eltávolíthatók. Ezek a részecskék dipólus-dipólus kölcsönhatásokat alakítanak ki a vízmolekulákkal, és amikor a vízmolekulák, és a részecskék közötti vonzóerö nagyobbá válik, mint a részecskékre a kristályrácsban ható vonzóerö, akkor a részecskék a kristályrácsból leszakadnak. A részecske leszakadása után újabb részecskék lesznek hozzáférhetöek a vízmolekula számára, és ez a folyamat addig folytatódik amíg az egész kristály fel nem oldódik.

A kristályos anyagok oldódását kísérö höváltozás (DH_oldás) két höeffektus algebrai összegeként értelmezhetö. Az egyik ezek közül a rácsenergia abszolút értékével egyenlö energia bevitel, amely ahhoz szükséges, hogy a kristályt összetartó kötések felbomoljanak (DH_rács>0). A másik az ún. szolvatációs hö (víz esetében hidratációs hö), amely az oldatba jutott részecskék szolvátburkának (hidrát burkának) kialakulását kíséri (DH_{szolvatáció} <

Ennek megfelelöen:    DH_oldás DH_rács + DH_{szolvatáció}.

Így végsö soron azt, hogy az oldás során energia (DH_oldás) szabadul fel vagy nyelödik el, mindig az endoterm (DH_rács) és az exoterm (DH_{szolvatáció}) részfolyamat együttesen határozza meg.

Oldáshönek nevezzük az egységnyi tömegü, vagy mólnyi mennyiségü anyag oldásakor felszabaduló, vagy elnyelödö hömennyiséget, ha abból híg oldatot készítünk). Kristályos szilárd anyagok oldásakor tehát az elözöek értelmében a rácsenergiának megfelelö energiát kell befektetni, az oldás során pedig a hidratációs hö szabadul fel. NaCl esetében a rácsenergia 769 kJ/mol, a hidratációhö -769 kJ/mol, melynek következtében a számított oldáshö 0 kJ/mol. Ha az ionok hidratációhöje nagyobb, mint a rácsenergia, akkor az oldás során hö szabadul fel, az oldat felmelegszik, az oldódás exoterm energiaváltozással jár. Ha a hidratációhö kisebb mint a rácsenergia, akkor az oldás során hö nyelödik el, az oldat lehül, az oldás endoterm folyamat. A gyakorlatban a rácsenergia és a hidratációhö különbségéböl számított oldáshö nem mindig egyezik meg a mért értékkel, melynek az az oka, hogy az oldódás során a rács felbomlásán és a hidratált ionok képzödésén túl más energiaváltozással járó folyamatok is lejátszódnak. Megváltozik pl. a vízmolekulák közötti kölcsönhatás, amely az oldószermolekulák rendezettségének megváltozását eredményezi. (35. ábra mutatja az oldás folyamatát).

Hidrátburok és kristályvíz

Az ionok méretüktöl és töltésüktöl függöen különbözö mennyiségü vízmolekulát kötnek meg dipólus-dipólus kölcsönhatással, hidrogénkötéssel vagy datív-kovalens kötéssel. Egy ionhoz annál erösebben kötödnek a hidratált molekulák, minél közelebb tudnak férközni az ionhoz. A legbelsö koordinációs gyürüben lévök kapcsolata a legerösebb az ionnal, az iontól távolodva pedig a kapcsolat lazul. A megkötött vízmolekulák száma a legtöbb esetben határozatlan, ezért nem, vagy csak aq-val jelezzük a hidrátburkot. Vannak azonban olyan fémionok, melyeknél ez a szám határozott. Pl. a Be²⁺ és a Cu²⁺ négy vízmolekulát, a Mg²⁺ és az Al³⁺ hat vízmolekulát kapcsol magához. Ilyenkor az ion belsö koordinációs gyürüjét viszonylag kevés vízmolekulából építi fel, melyeket azonban erösen magához köt. Ezek a kötések elég erösek ahhoz, hogy az ionok a hidrátburokkal együtt mozogjanak, ezért esetenként az ion képletének írásakor a koordinált vízmolekulák számát is jelöljük ().

41. ábra. Az ionkristály oldása vízben

A hidratációhö függ az ionok méretétöl és töltésétöl; minél nagyobb az iontöltés/ionsugár hányados, annál nagyobb lesz az ion hidratációja során felszabaduló hö.

A vízmolekulák beépülnek a kristályos anyagokba is; ezeket a víztartalmú kristályos anyagokat hidrátoknak hívjuk, és a kristályban lévö vizet, a kristályvizet, a vegyület képletében és kémiai elnevezésében is feltüntetjük. Pl. CuSO₄ˇ5H₂O (réz(II)-szulfát pentahidrát), FeSO₄ˇ7H₂O (vas(II)-szulfát-heptahidrát), KAl(SO₄)₂ˇ12H₂O (kálium-alumínium-szulfát-dodekahidrát).

A hidrátok melegítés hatására kristályvizüket elveszítik, ami a kristály szerkezetének és színének elvesztésével járhat. A vízmentes kristály akár a levegöböl is könnyen felvehet vizet, melynek során visszaalakul kristályvizes formába. Azokat az anyagokat, melyek a levegöböl is képesek vizet felvenni (Na₂SO₄, CaCl₂, MgSO₄), higroszkópos anyagoknak hívjuk. Ezek alkalmasak a levegö, gázok, valamint folyadékok víztartalmának csökkentésére.

Vannak olyan ionok is, amelyek hidratációja már kovalens (datív) kötéssel megy végbe. Ilyen erös ion-víz kapcsolatra példa az Al(H₂O)₆ és az Fe(H₂O)₃ komplex ion. Ezeket akvakomplex ionoknak is nevezik. A datív kötésü akvakomplex ion képzödése a központi ion elektronhiányos szerkezetével magyarázható. Akvakomplexek föleg a telítetlen d-pályákkal rendelkezö fémionoknál alakulnak ki (Fe³⁺, Co²⁺, Ni²⁺).

42. ábra. A réz(II)-szulfát pentahidrát szerkezete

A természetes vizek és az ivóvíz

A Földön található összes vízmennyiségnek mintegy 2,7%-a az emberi fogyasztásra alkalmas ivóvíz. Ennek nagy része sarkvidéki gleccserekben, jéghegyekben, mélyen a föld alatt vagy a lakott területektöl messze esö tavakban, folyókban tárolódik. Ezek figyelembevételével az ember által elérhetö ivóvíz mennyiségét a Föld összes vízmennyiségének 0,003%-ára becsülik. Minden természetes víz tartalmaz ionokat; a tengervízben a legnagyobb koncentrációban a kloridionok (19 g/dm³), a nátriumionok (10,6 g/dm³) és a magnéziumionok (1,39 g/dm³) fordulnak elö. Az ivóvizek elsösorban az ásványokból kioldott ionokat tartalmazzák, de sokkal kisebb koncentrációban, mint a tengervíz.

Az ivóvízben leggyakrabban elöforduló kationok: Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, K⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, a leggyakrabban elöforduló anionok: , OH , , Cl , , F , .

A természetes vizek mindig tartalmaznak oldva különbözö gázokat, melyek közül legnagyobb jelentösége a szén-dioxidnak és az oxigénnek van. A szén-dioxid egyensúlyt tartva a víz ionjaival a vizet enyhén savassá teszi:

CO₂(g) + 2 H₂O(l) H₃O⁺  + .

A vízben oldott oxigén rendkívül fontos a vízi élövilág szempontjából, de ez teszi pl. képessé a vizet egyfajta öntisztulásra, melynek során az oldott gázokat vagy illó szennyezödéseket az oxigén üzi ki. A szilárd szennyezö anyagok az öntisztulás során ülepedéssel távoznak, vagy a vízben lévö mikroorganizmusok bontják el azokat.

A víz keménysége és sómentesítése

Technológiai, élelmiszeripari és egyéb szempontok miatt számos esetben kedvezötlen, ha a víz ''kemény'', azaz túl sok kalcium- és/vagy magnéziumiont tartalmaz. A kemény vizek legismertebb kedvezötlen tulajdonsága az, hogy bennük a szappanok mosóhatása lecsökken, mivel a hosszú szénláncú karbonsavak nátrium- és káliumsói (szappanok) vízben rosszul oldódó alkáliföldfém-sókká alakulnak.

A hatályos Magyar Szabvány szerint egységnyi az ún. összes keménysége annak a víznek, amely literenként 1 mg CaO-dal egyenértékü Ca²⁺- és Mg²⁺-iont tartalmaz. (Az egység jele CaO mg/dm³). Ennek ellenére ma is inkább az ún. német keménységi fokot (NK^o) használjuk mértékegységként: 1 NK^o 10 mg CaO egy dm³ vízben.

Az összes keménységen belül megkülönböztetünk ún. változó és állandó keménységet. A változó keménység elnevezés arra utal, hogy a HCO₃^--ionokhoz rendelhetö kalcium- és magnéziumionok a víz melegítése során karbonátok képzödése közben kicsapódnak kazánkö vagy vízkö formában:

Ca²⁺ + 2 HCO₃^- = CaCO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(l)

Mg²⁺ + 2 HCO₃^- = MgCO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(l).

A többi anionhoz rendelhetö kalcium- és magnéziumionok a víz felforralása esetén is oldatban maradnak, ezért az összes és változó keménység különbségét állandó keménységnek hívjuk.

A vízlágyítás a keménységet okozó kationok vízböl való eltávolítását jelenti. Korábban ezt általában kicsapásos módszerekkel végezték. Ezek közé tartozott az ún. meszes szódás (mész, pontosabban oltott mész; Ca(OH)₂ és szóda; Na₂CO₃ segítségével) és a trinátrium-foszfátos (trisó; Na₃PO₄) eljárás. Az utóbbi lényegét a következö reakcióegyenlet mutatja:

3 CaCl₂ + 2 Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂ + 6 NaCl.

Manapság a vízlágyítást általában ioncserélö technikával végzik. Lényege ennek az, hogy a vizet Na⁺-formára hozott kationcserélö oszlopon (kationcserélö mügyanta vagy zeolit) engedik át, miközben a vízben lévö alkáliföldfém-ionok nátriumionokra cserélödnek. Az oszlopok regenerálása konyhasóoldattal történik.

A kémiailag tiszta víz elöállításának klasszikus, ámde ma is sok esetben használatos módja a desztillálás. Ha a desztillált vizet analitikai laboratórium számára állítjuk elö, csak egészen jó minöségü üvegböl vagy kvarcból gyártott berendezést szabad alkalmazni. Bizonyos analitikai feladatok (mikroelemek meghatározása) esetén a tisztasági követelmények olyan magasak lehetnek, hogy csak kétszer desztillált vizet (bidesztillált víz) használhatunk.

Az utóbbi évtizedekben ezen a téren is tért hódított az ioncserélö technika. Ez esetben azonban elöször a fémionokat H⁺-ionokra kell kicserélni egy megfelelöen elökészített kationcserélö mügyantaoszlop segítségével, majd az arról távozó, sósavat, kénsavat és egyéb savakat tartalmazó folyadékot egy OH -formára hozott anioncserélö mügyantaoszlopon kell átengedni. A kationcserélö regenerálását sósav oldattal, az anioncserélöét nátrium-hidroxid oldattal kell végezni.

Az ionmentes víz minöségét legegyszerübben úgy ellenörizhetjük, hogy megfelelö elektromos müszerrel (konduktométer) mérjük annak fajlagos vezetöképességét. Minél kisebb a fajlagos vezetöképesség, annál kisebb a víz iontartalma.

A közönséges desztillált víz fajlagos vezetöképessége :0.5-1 W cm^-1.