Περιεχόμενο

• Για να πας
• Μέθοδος 1 από 2: Χρήση γρήγορων κανόνων
• Μέθοδος 2 από 2: Υπολογισμός της διαλυτότητας του Κ._sp
• Απαιτήσεις
• Συμβουλές
• Προειδοποιήσεις

Στη χημεία, η διαλυτότητα χρησιμοποιείται για να περιγράψει τις ιδιότητες ενός στερεού που αναμιγνύεται και διαλύεται πλήρως σε ένα υγρό, χωρίς να αφήνονται αδιάλυτα σωματίδια. Μόνο (φορτισμένες) ιονικές ενώσεις είναι διαλυτές. Για πρακτικούς σκοπούς, η απομνημόνευση μερικών κανόνων ή η αναζήτηση μιας λίστας κανόνων, αρκεί για να σας πει εάν οι περισσότερες ιονικές ενώσεις θα παραμείνουν στερεές όταν αναμιχθούν με νερό ή εάν μια σημαντική ποσότητα θα διαλύεται. Στην πραγματικότητα, ορισμένα μόρια θα διαλυθούν ακόμη και αν δεν βλέπετε αλλαγές, οπότε για ακριβή πειράματα θα πρέπει να γνωρίζετε πώς να υπολογίσετε αυτό το ποσό.

Για να πας

Μέθοδος 1 από 2: Χρήση γρήγορων κανόνων

1. Μάθετε περισσότερα για τις ιοντικές ενώσεις. Κάθε άτομο έχει συνήθως έναν αριθμό ηλεκτρονίων, αλλά μερικές φορές κερδίζουν ή χάνουν ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο. Το αποτέλεσμα είναι ένα ιόν με ηλεκτρικό φορτίο. Όταν ένα ιόν με αρνητικό φορτίο (ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο) συναντά ένα ιόν με θετικό φορτίο (ένα ηλεκτρόνιο λείπει), συνδέονται μεταξύ τους, ακριβώς όπως τα αρνητικά και θετικά άκρα δύο μαγνητών. Το αποτέλεσμα είναι ένας ιοντικός δεσμός.
   • Καλούνται ιόντα με αρνητική χρέωση ανιόντακαι ιόντα με θετική φόρτιση κατιόντα.
   • Κανονικά, ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε ένα άτομο είναι ίσος με τον αριθμό των πρωτονίων, όπου τα ηλεκτρικά φορτία βρίσκονται σε ισορροπία.
2. Μάθετε τη διαλυτότητα. Μόρια νερού (Η.₂Ο) έχουν μια ασυνήθιστη δομή, με την οποία συμπεριφέρονται σαν μαγνήτης: το ένα άκρο έχει θετικό φορτίο ενώ το άλλο άκρο φορτίζεται αρνητικά. Όταν αναμιγνύετε έναν ιοντικό δεσμό με νερό, αυτοί οι "μαγνήτες νερού" θα συγκεντρωθούν γύρω του, προσπαθώντας να ξεχωρίσουν τα θετικά και αρνητικά ιόντα. Μερικοί ιοντικοί δεσμοί δεν είναι πολύ στενοί μεταξύ τους. αυτά είναι διαλυτόςγιατί το νερό θα σκίσει και θα διαλύσει τον δεσμό. Άλλα σύνθετα έχουν ισχυρότερους δεσμούς και είναι Δεν επιλύεταιγιατί μπορούν να κολλήσουν μαζί παρά τα μόρια του νερού.
   • Ορισμένες συνδέσεις έχουν εσωτερικούς δεσμούς που είναι συγκρίσιμοι σε ισχύ με το τράβηγμα του νερού. Αυτές οι ουσίες είναι μέτρια διαλυτή, επειδή ένα σημαντικό μέρος (αλλά όχι όλα) των ομολόγων θα διαχωριστεί.
3. Μελετήστε τους κανόνες διαλυτότητας. Δεδομένου ότι οι αλληλεπιδράσεις μεταξύ ατόμων είναι αρκετά περίπλοκες, δεν είναι πάντα διαισθητικό ποιες ενώσεις είναι διαλυτές και αδιάλυτες. Βρείτε το πρώτο ιόν στην ένωση στην παρακάτω λίστα για να μάθετε πώς συμπεριφέρεται συνήθως και, στη συνέχεια, ελέγξτε τις εξαιρέσεις για να βεβαιωθείτε ότι το δεύτερο ιόν δεν αλληλεπιδρά αφύσικα.
   • Για παράδειγμα, για τη χρήση χλωριούχου στροντίου (SrCl₂), αναζητήστε Sr ή Cl με τα έντονα βήματα που αναφέρονται παρακάτω. Το Cl είναι "κυρίως επιλύσιμο", επομένως ελέγξτε για εξαιρέσεις παρακάτω. Το Sr δεν αναφέρεται ως εξαίρεση, επομένως το SrCl₂ να είναι διαλυτός.
   • Οι πιο συνηθισμένες εξαιρέσεις σε κάθε κανόνα παρατίθενται παρακάτω. Υπάρχουν άλλες εξαιρέσεις, αλλά πιθανότατα δεν θα τις βρείτε σε μια κοινή τάξη χημείας ή εργαστήριο.
4. Οι ενώσεις είναι διαλυτές όταν περιέχουν αλκαλικά μέταλλα, συμπεριλαμβανομένων των Li, Na, K, Rb και Cs. Αυτά ονομάζονται επίσης στοιχεία της ομάδας IA: λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο και καίσιο. Σχεδόν οποιαδήποτε ένωση με οποιοδήποτε από αυτά τα ιόντα είναι διαλυτή.
   • Εξαίρεση: Λι₃ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ₄ δεν είναι διαλυτό.
5. Ενώσεις με ΟΧΙ₃, Γ₂Η.₃Ο₂, ΟΧΙ₂, ClO₃ και ClO₄ είναι διαλυτά. Αυτά είναι νιτρικά, οξικά, νιτρώδη, χλωρικά και υπερχλωρικά ιόντα αντίστοιχα. Σημειώστε ότι το οξικό συχνά συντομεύεται με OAc.
   • Εξαιρέσεις: Ag (OAc) (οξικός άργυρος) και Hg (OAc)₂ (οξεικός υδράργυρος) δεν είναι διαλυτοί.
   • ΑΓΝΟ₂ και KClO₄ είναι μόνο "μερικώς διαλυτά".
6. ενώσεις με Cl, Br και Ι είναι συνήθως διαλυτές. Τα ιόντα χλωριδίου, βρωμιδίου και ιωδιούχου σχηματίζουν σχεδόν πάντα διαλυτές ενώσεις, επίσης γνωστά ως άλατα αλογόνου.
   • Εξαίρεση: Εάν ένα από αυτά συνδέεται με ιόντα αργύρου (Ag), ο υδράργυρος (Hg₂), ή μόλυβδος (Pb), το αποτέλεσμα δεν είναι διαλυτό. Το ίδιο ισχύει για τις λιγότερο κοινές ενώσεις με χαλκό (Cu) και θάλλιο (Tl).
7. Συνδέσεις με SO₄ είναι συνήθως διαλυτά. Το θειικό ιόν σχηματίζει συνήθως διαλυτές ενώσεις, αλλά υπάρχουν πολλές εξαιρέσεις.
   • Εξαιρέσεις: Το θειικό ιόν σχηματίζει αδιάλυτες ενώσεις με τα ακόλουθα ιόντα: στρόντιο Sr, βάριο Ba, μόλυβδο Pb, άργυρο Ag, ασβέστιο Ca, ράδιο Ra και διατομικό άργυρο Ag₂. Σημειώστε ότι το θειικό άργυρο και το θειικό ασβέστιο διαλύονται αρκετά ώστε να ονομάζονται μερικές φορές λιτά.
8. Οι ενώσεις με ΟΗ ή S δεν είναι διαλυτές. Αυτά είναι τα ιόντα υδροξειδίου και σουλφιδίου, αντίστοιχα.
   • Εξαιρέσεις: Θυμάστε τα αλκαλικά μέταλλα (Ομάδα I-A) και πόσο τους αρέσει να σχηματίζουν αδιάλυτες ενώσεις; Τα Li, Na, K, Rb και Cs σχηματίζουν διαλυτές ενώσεις με ιόντα υδροξειδίου ή σουλφιδίου. Επιπλέον, το υδροξείδιο σχηματίζει διαλυτά άλατα με ιόντα αλκαλικής γαίας (Ομάδα II-A): ασβέστιο Ca, στρόντιο Sr και βάριο Ba. Σημειώστε ότι το υδροξείδιο με την ένωση της αλκαλικής γαίας έχει αρκετά μόρια ώστε να κολλήσουν μεταξύ τους ώστε μερικές φορές να θεωρηθούν «ελάχιστα διαλυτά».
9. Ενώσεις με CO₃ ή PO₄ δεν είναι διαλυτά. Ελέγξτε για τελευταία φορά για ανθρακικά και φωσφορικά ιόντα και θα πρέπει να γνωρίζετε τι να περιμένετε από την ένωση.
   • Εξαιρέσεις: Αυτά τα ιόντα σχηματίζουν διαλυτές ενώσεις με τις συνήθεις ουσίες, τα αλκαλικά μέταλλα Li, Na, K, Rb και Cs, καθώς και με αμμώνιο NH₄.

Μέθοδος 2 από 2: Υπολογισμός της διαλυτότητας του Κ._sp

1. Αναζητήστε το προϊόν διαλυτότητας της σταθεράς Κ._sp. Αυτή η σταθερά είναι διαφορετική για κάθε σύνδεση, οπότε θα πρέπει να την αναζητήσετε σε έναν πίνακα στο βιβλίο σας ή στο διαδίκτυο. Δεδομένου ότι αυτές οι τιμές προσδιορίζονται πειραματικά, μπορούν να διαφέρουν σημαντικά από πίνακα σε πίνακα, οπότε είναι καλύτερο να χρησιμοποιήσετε τον πίνακα στο βιβλίο σας, εάν υπάρχει. Εκτός αν δηλώνεται διαφορετικά, οι περισσότεροι πίνακες έχουν θερμοκρασία περιβάλλοντος 25oC.
   • Για παράδειγμα, εάν θέλετε να διαλύσετε ιωδιούχο μόλυβδο (PbI₂), γράψτε τη σταθερά ισορροπίας του προϊόντος διαλυτότητας. Εάν χρησιμοποιείτε έναν πίνακα στο bilbo.chm.uri.edu, χρησιμοποιήστε τη σταθερά 7.1 × 10.
2. Πρώτα, γράψτε τη χημική εξίσωση. Αρχικά, προσδιορίστε πώς η ένωση διασπάται σε ιόντα όταν διαλύεται. Τώρα γράψτε μια εξίσωση με τον Κ._sp αφενός και τα μεμονωμένα ιόντα αφετέρου.
   • Για παράδειγμα, ένα μόριο PbI₂ χωρίζεται στα ιόντα Pb, I και άλλο I (το μόνο που χρειάζεται να γνωρίζετε ή να αναζητήσετε το φορτίο ενός ιόντος, επειδή γνωρίζετε ότι η συνολική ένωση έχει πάντα ουδέτερο φορτίο).
   • Γράψτε την εξίσωση 7,1 × 10 = [Pb] [I]
3. Ρυθμίστε την εξίσωση για να χρησιμοποιήσετε μεταβλητές. Ξαναγράψτε την εξίσωση ως ένα πρόβλημα άλγεβρας, χρησιμοποιώντας τις γνώσεις σας για τον αριθμό των μορίων ή των ιόντων. Ορίστε το x ίσο με την ποσότητα της ουσίας που θα διαλυθεί και ξαναγράψτε τις μεταβλητές ως τους αριθμούς κάθε ιόντος σε όρους x.
   • Στο παράδειγμά μας, ξαναγράφουμε 7,1 × 10 = [Pb] [I]
   • Δεδομένου ότι υπάρχει μόνο ένα ιόν μολύβδου (Pb) στην ένωση, ο αριθμός των διαλυμένων μορίων της ένωσης θα είναι ίσος με τον αριθμό των ελεύθερων ιόντων μολύβδου. Έτσι μπορούμε να αντικαταστήσουμε το [Pb] με το x.
   • Δεδομένου ότι υπάρχουν δύο ιόντα ιωδίου (Ι) για κάθε ιόν μολύβδου, μπορούμε να εξισώσουμε τον αριθμό των ατόμων ιωδίου σε 2x.
   • Η εξίσωση διαβάζει τώρα 7,1 × 10 = (x) (2x)
4. Εξετάστε τα κοινά ιόντα, εάν υπάρχουν. Παράλειψη αυτού του βήματος εάν διαλύετε την ένωση σε καθαρό νερό. Ωστόσο, εάν η ένωση διαλύεται σε διάλυμα που περιέχει ήδη ένα ή περισσότερα από τα συστατικά ιόντα (ένα "κοινό ιόν"), η διαλυτότητα μειώνεται σημαντικά. Η επίδραση των κοινών ιόντων είναι πιο αισθητή σε ενώσεις που είναι ως επί το πλείστον αδιάλυτες και σε αυτές τις περιπτώσεις μπορεί να υποτεθεί ότι η συντριπτική πλειονότητα των ιόντων σε ισορροπία προέρχονται από το ιόν που υπάρχει ήδη στο διάλυμα. Ξαναγράψτε την εξίσωση με τη γνωστή γραμμομοριακή συγκέντρωση (γραμμομόρια ανά λίτρο ή Μ) των ιόντων που υπάρχουν ήδη στο διάλυμα, αντικαθιστώντας την τιμή του x που χρησιμοποιήσατε για αυτό το ιόν.
   • Για παράδειγμα, εάν η ένωση μολύβδου-ιωδίου διαλύθηκε σε διάλυμα που περιέχει 0,2 Μ χλωριούχο μόλυβδο (PbCl₂), τότε μπορούμε να ξαναγράψουμε την εξίσωση ως 7,1 × 10 = (0,2M + x) (2x). Και τότε, επειδή το 0,2M είναι τόσο υψηλότερη συγκέντρωση από το x, μπορούμε να το ξαναγράψουμε με ασφάλεια ως 7,1 × 10 = (0,2M) (2x).
5. Λύστε την εξίσωση. Λύστε για το x και μάθετε πόσο διαλυτή είναι η ένωση. Λόγω του τρόπου με τον οποίο καθορίζεται η σταθερά διαλυτότητας, η απάντησή σας θα εκφραστεί ως ο αριθμός γραμμομορίων της διαλυμένης ένωσης ανά λίτρο νερού. Ίσως χρειαστείτε μια αριθμομηχανή για να βρείτε την τελική απάντηση.
   • Τα ακόλουθα ισχύουν για τη διαλυτότητα σε καθαρό νερό, όχι με κοινά ιόντα.
   • 7.1 × 10 = (x) (2χ)
   • 7.1 × 10 = (x) (4χ)
   • 7.1 × 10 = 4χ
   • (7,1 × 10) ÷ 4 = x
   • x = ∛ ((7.1 × 10) ÷ 4)
   • x = 1,2 x 10 mol ανά λίτρο διαλύονται. Αυτή είναι μια πολύ μικρή ποσότητα, οπότε γνωρίζετε ότι αυτή η ένωση είναι καταρχήν ελάχιστα διαλυτή.

Απαιτήσεις

• Πίνακας σταθερών για προϊόντα διαλυτότητας (Κ._sp) για συνδέσεις.

Συμβουλές

• Εάν έχετε δεδομένα από πειράματα σχετικά με το βαθμό στον οποίο διαλύεται μια ένωση, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε την ίδια εξίσωση για να λύσετε τη σταθερά διαλυτότητας K_sp.

Προειδοποιήσεις

• Δεν υπάρχει καθολικά αποδεκτός ορισμός αυτών των όρων, αλλά οι χημικοί συμφωνούν για την πλειονότητα των ενώσεων. Ορισμένες περιθωριακές περιπτώσεις σχετικά με τις ενώσεις με σημαντική αναλογία διαλυμένων και αδιάλυτων μορίων μπορούν να περιγραφούν με διαφορετικούς πίνακες διαλυτότητας.
• Μερικά παλαιότερα εγχειρίδια δίνουν NH₄OH και πάλι ως διαλυτή σύνθεση. Αυτό είναι λανθασμένο. μικρές ποσότητες NH₄ και ιόντα ΟΗ μπορούν να παρατηρηθούν, αλλά δεν μπορούν να απομονωθούν για να σχηματίσουν μια ένωση.