Lahustuvust kasutatakse keemias, et kirjeldada tahke ühendi omadusi, mis on vedelikuga segatud ja lahustub selles täielikult, jätmata lahustumata osakesi. Lahustuvad ainult ioonsed (laetud) ühendid. Praktilistel eesmärkidel piisab mõne reegli päheõppimisest või nende loetelule viitamisest, et öelda, kas enamik ioonseid ühendeid jääb vette tilgutades tahkeks või lahustub märkimisväärne kogus. Tegelikult lahustub teatud arv molekule isegi siis, kui te muutust ei näe, nii et täpsete katsete jaoks peate võib-olla teadma, kuidas seda kogust arvutada.
1
Õppige tundma ioonühendeid. Igal aatomil on tavaliselt teatud arv elektrone, kuid mõnikord võtavad nad endasse lisaelektroni või kaotavad ühe elektronide ülekandena tuntud protsessi kaudu. Tulemuseks on ioon, millel on elektrilaeng. Kui negatiivse laenguga ioon (lisaelektron) kohtub positiivse laenguga iooniga (elektron puudub), seostuvad need omavahel täpselt nagu kahe magneti negatiivne ja positiivne ots. Tulemuseks on ioonne ühend. Negatiivse laenguga ioone nimetatakse anioonideks, positiivse laenguga ioone aga katioonideks. Tavaliselt võrdub elektronide arv aatomis prootonite arvuga, tühistades elektrilaengud.
2
Mõista lahustuvust. Veemolekulidel (H2O) on ebatavaline struktuur, mis muudab need magnetiga sarnaseks: ühes otsas on positiivne laeng, teises aga negatiivne. Kui ioonse ühendi vette tilgutate, kogunevad need vee “magnetid” selle ümber, püüdes positiivseid ja negatiivseid ioone lahku tõmmata. Mõned ioonsed ühendid ei ole omavahel väga hästi kinni. need on lahustuvad, kuna vesi tõmbab need laiali ja lahustab. Teised ühendid on seotud tugevamalt ja on lahustumatud, kuna nad võivad veemolekulidest hoolimata kokku kleepuda. Mõnel ühendil on sisemised sidemed, mille tugevus sarnaneb vee tõmbejõuga. Neid nimetatakse kergelt lahustuvateks, kuna suur osa ühendeid eraldub, kuid ülejäänud jäävad kokku.
3
Uurige lahustuvuse reegleid. Kuna aatomite vahelised vastasmõjud on üsna keerulised, ei ole alati intuitiivne, millised ühendid on lahustuvad ja millised lahustumatud. Otsige allolevast loendist üles esimene ioon ühendis, et teada saada, kuidas see tavaliselt käitub, seejärel kontrollige erandeid, et veenduda, et teisel ioonil pole ebatavalist koostoimet. Näiteks strontsiumkloriidi (SrCl2) kontrollimiseks vaadake Sr või Cl jaoks allolevas rasvases kirjas. Cl on “tavaliselt lahustuv”, nii et kontrollige selle all olevaid erandeid. Sr ei ole loetletud erandina, seega peab SrCl2 olema lahustuv. Iga reegli kõige tavalisemad erandid on kirjutatud selle alla. On ka teisi erandeid, kuid tõenäoliselt ei kohta te neid tavalises keemiaklassis või laboris.
4
Arvestage, et ühendid on lahustuvad, kui need sisaldavad leelismetalle. Leelismetallide hulka kuuluvad Li+, Na+, K+, Rb+ ja Cs+. Neid nimetatakse ka IA rühma elementideks: liitium, naatrium, kaalium, rubiidium ja tseesium. Peaaegu iga ühend, mis sisaldab ühte neist ioonidest, on lahustuv. Erand: Li3PO4 on lahustumatu.
5
Mõista, et mõned teised ühendid on lahustuvad. Nende hulka kuuluvad NO3-, C2H3O2-, NO2-, ClO3- ja ClO4- ühendid. Need on vastavalt nitraadi-, atsetaat-, nitriti-, kloraadi- ja perkloraadiioonid. Pange tähele, et atsetaat on sageli lühendatud OAC. Erandid: Ag(OAc) (hõbeatsetaat) ja Hg(OAc)2 (elavhõbedaatsetaat) on lahustumatud.AgNO2- ja KClO4- on ainult “kergelt lahustuvad”.
6
Pange tähele, et Cl-, Br- ja I-ühendid on tavaliselt lahustuvad. Kloriidi-, bromiidi- ja jodiidiioonid moodustavad peaaegu alati lahustuvaid ühendeid, mida nimetatakse halogeensooladeks. Erand: kui mõni neist paaritub hõbeda Ag+, elavhõbe Hg22+ või plii Pb2+ ioonidega, on tulemus lahustumatu. Sama kehtib vähem levinud ühendite kohta, mis on valmistatud vase Cu+ ja talliumi Tl+ sidumisel.
7
Arvestage, et SO42- sisaldavad ühendid on tavaliselt lahustuvad. Sulfaadi ioon moodustab üldiselt lahustuvaid ühendeid, kuid on mitmeid erandeid.Erandid: sulfaadiioon moodustab lahustumatud ühendeid järgmiste ioonidega: strontsium Sr2+, baarium Ba2+, plii Pb2+, hõbe Ag+, kaltsium Ca2+, raadium Ra2+ ja kaheaatomiline hõbe Ag22+. Pange tähele, et hõbesulfaat ja kaltsiumsulfaat lahustuvad täpselt nii palju, et mõned inimesed nimetavad neid kergelt lahustuvateks.
8
Tea, et OH- või S2- sisaldavad ühendid on lahustumatud. Need on vastavalt hüdroksiidi- ja sulfiidiioonid. Erandid: mäletate leelismetalle (I-A rühm) ja seda, kuidas neile meeldib lahustuvate ühendite moodustamine? Li+, Na+, K+, Rb+ ja Cs+ moodustavad hüdroksiidi- või sulfiidiioonidega lahustuvaid ühendeid. Lisaks moodustab hüdroksiid lahustuvaid sooli leelismuldmetallide (II-A rühm) ioonidega: kaltsium Ca2+, strontsium Sr2+ ja baarium Ba2+. Pange tähele, et hüdroksiidist ja leelismuldmetallist saadud ühenditel on täpselt piisavalt molekule, mis jäävad seotuks, et neid mõnikord pidada “kergelt lahustuvateks”.
9
Mõista, et CO32- või PO43- sisaldavad ühendid on lahustumatud. Veel viimane kontroll karbonaadi ja fosfaadi ioonide suhtes ning peaksite teadma, mida oma ühendilt oodata. Erandid: need ioonid moodustavad lahustuvaid ühendeid tavaliste kahtlustatavate ainetega, leelismetallidega Li+, Na+, K+, Rb+ ja Cs+, aga ka ammoonium NH4+.
10
Otsige üles toote lahustuvuskonstant (Ksp). See konstant on iga ühendi puhul erinev, nii et peate selle oma õpiku diagrammil üles otsima. Kuna need väärtused määratakse katseliselt, võivad need diagrammiti väga erineda, seega on parem kasutada õpiku diagrammi, kui see on olemas. Kui pole teisiti täpsustatud, eeldatakse enamikus diagrammides, et töötate temperatuuril 25 ºC (77 ºF). Näiteks kui lahustate pliijodiidi või PbI2, kirjutage üles selle toote lahustuvuse konstant.
11
Kirjutage keemiline võrrand. Esiteks määrake, kuidas ühend lahustamisel ioonideks laguneb. Järgmiseks kirjutage võrrand, mille ühele küljele on Ksp ja teisele poolele kuuluvad ioonid. Näiteks PbI2 molekul jaguneb ioonideks Pb2+, I- ja teiseks I-. (Peate teadma või otsima ainult 1 iooni laengut, kuna teate, et koguühendil on alati neutraalne laeng.) Kirjutage üles võrrand 7.1×10–9 = [Pb2+][I-]2Võrrand on toote lahustuvuse konstant, mille võib leida kahe iooni jaoks lahustuvustabelist. Kuna seal on 2 I- iooni, siis I- on teisel astmel.
12
Muutke võrrandit muutujate kasutamiseks. Kirjutage võrrand ümber lihtsa algebraülesandena, kasutades seda, mida teate molekulide ja ioonide arvu kohta. Määrake x võrdne lahustuva ühendi kogusega ja kirjutage iga iooni arvu tähistavad muutujad ümber x-ga. Meie näites peame ümber kirjutama 7,1×10–9 = [Pb2+][I- ]2Kuna ühendis on 1 pliioon (Pb2+), on lahustunud ühendi molekulide arv võrdne vabade pliioonide arvuga. Seega saame seada [Pb2+] väärtuseks x. Kuna iga pliiooni kohta on 2 joodiooni (I-), saame määrata joodiaatomite arvu 2x ruudus. Võrrand on nüüd 7,1×10–9 = (x) (2x)2
13
Arvestage tavalised ioonid, kui need on olemas. Jätke see samm vahele, kui lahustate ühendi puhtas vees. Kui ühend lahustatakse lahuses, mis juba sisaldab ühte või mitut koostisosa iooni (“ühine ioon”), siis lahustuvus väheneb oluliselt. Üldine iooniefekt on kõige märgatavam ühendite puhul, mis on enamasti lahustumatud, ja sellistel juhtudel võib eeldada, et valdav enamus tasakaalus olevatest ioonidest pärineb lahuses juba olemasolevast ioonist. Kirjutage võrrand ümber nii, et see hõlmaks juba lahuses olevate ioonide teadaolevat molaarset kontsentratsiooni (mooli liitri kohta või M), asendades selle iooni jaoks kasutatud x väärtuse. Näiteks kui meie pliijodiidi ühend lahustati lahuses 0,2 M pliikloriidiga (PbCl2) kirjutaksime oma võrrandi ümber järgmiselt: 7,1–10–9 = (0,2M+x)(2x)2. Siis, kuna 0,2M on nii suurem kontsentratsioon kui x, võime selle julgelt ümber kirjutada kujule 7,1×10–9 = (0,2M)(2x)2.
14
Lahenda võrrand. Lahendage x ja saate teada, kui lahustuv ühend on. Lahustuvuskonstandi määratluse tõttu on teie vastus lahustunud ühendi moolides liitri vee kohta. Lõpliku vastuse leidmiseks võite vajada kalkulaatorit.Järgmine on mõeldud lahustuvuse kohta puhtas vees, mitte tavaliste ioonide puhul.7.1×10—9 = (x)(2x)27.1Ã-10—9 = (x )(4×2)7.1×10–9 = 4×3(7.1×10–9) ÷ 4 = x3x = ∛((7.1×10–9) ÷ 4)x = 1,2 x 10- 3 mooli liitri kohta lahustub. See on väga väike kogus, nii et teate, et see ühend on sisuliselt lahustumatu.