Πώς να υπολογίσετε τη διαλυτότητα: 14 βήματα (με εικόνες)

2024 Συγγραφέας: Jason Gerald | [email protected]. Τελευταία τροποποίηση: 2024-01-15 08:12

Στη χημεία, η διαλυτότητα χρησιμοποιείται για να περιγράψει τις ιδιότητες των στερεών ενώσεων που αναμειγνύονται και διαλύονται πλήρως με ένα υγρό χωρίς να αφήνουν αδιάλυτα σωματίδια. Μόνο ιονισμένες (φορτισμένες) ενώσεις μπορούν να διαλυθούν. Για ευκολία, μπορείτε απλά να απομνημονεύσετε μερικούς κανόνες ή να ανατρέξετε σε μια λίστα για να δείτε εάν οι περισσότερες στερεές ενώσεις θα παραμείνουν στερεές όταν τοποθετηθούν στο νερό ή θα διαλυθούν σε μεγάλες ποσότητες. Στην πραγματικότητα, ορισμένα μόρια θα διαλυθούν ακόμα κι αν δεν μπορείτε να δείτε την αλλαγή. Για να πραγματοποιηθεί το πείραμα με ακρίβεια, πρέπει να γνωρίζετε πώς να υπολογίσετε την ποσότητα που διαλύεται.

Βήμα

Μέθοδος 1 από 2: Χρήση Γρήγορων Κανόνων

Βήμα 1. Μελετήστε ιοντικές ενώσεις

Κανονικά κάθε άτομο έχει έναν συγκεκριμένο αριθμό ηλεκτρονίων. Ωστόσο, μερικές φορές τα άτομα αποκτούν ή χάνουν ηλεκτρόνια. Το αποτέλεσμα είναι α ιόν το οποίο είναι ηλεκτρικά φορτισμένο. Όταν ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν (που έχει ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο) συναντά ένα θετικά φορτισμένο ιόν (χάνει ένα ηλεκτρόνιο), τα δύο ιόντα συνδέονται μεταξύ τους όπως ο θετικός και ο αρνητικός πόλος ενός μαγνήτη, παράγοντας μια ιοντική ένωση.

• Ονομάζονται αρνητικά φορτισμένα ιόντα ανιόν, ενώ το θετικά φορτισμένο ιόν καλείται κατιόν.
• Υπό κανονικές συνθήκες, ο αριθμός των ηλεκτρονίων είναι ίσος με τον αριθμό των πρωτονίων σε ένα άτομο, αναιρώντας έτσι το ηλεκτρικό φορτίο του.

Βήμα 2. Κατανοήστε το θέμα της διαλυτότητας

Μόρια νερού (Η₂Ο) έχει μια ασυνήθιστη δομή που μοιάζει με μαγνήτη. Το ένα άκρο έχει θετικό φορτίο, ενώ το άλλο άκρο αρνητικά. Όταν μια ιοντική ένωση τοποθετηθεί στο νερό, ο «μαγνήτης» του νερού θα το περιβάλλει και θα προσπαθήσει να προσελκύσει και να διαχωρίσει τα θετικά και αρνητικά ιόντα. Οι δεσμοί σε ορισμένες ιοντικές ενώσεις δεν είναι πολύ ισχυροί. Μια τέτοια ένωση υδατοδιαλυτό γιατί το νερό θα διαχωρίσει τα ιόντα και θα τα διαλύσει. Ορισμένες άλλες ενώσεις έχουν ισχυρότερους δεσμούς έτσι ώστε δεν είναι διαλυτό στο νερό παρά το ότι περιβάλλεται από μόρια νερού.

Διάφορες άλλες ενώσεις έχουν εσωτερικούς δεσμούς που είναι εξίσου ισχυροί με τη δύναμη που το νερό προσελκύει τα μόρια. Τέτοιες ενώσεις ονομάζονται ελαφρώς διαλυτό στο νερό επειδή ένα μεγάλο μέρος της ένωσης έλκεται από το νερό, αλλά το υπόλοιπο είναι ακόμα λιωμένο.

Βήμα 3. Μάθετε τους κανόνες σχετικά με τη διαλυτότητα

Οι αλληλοτομικές αλληλεπιδράσεις είναι αρκετά πολύπλοκες. Οι ενώσεις που είναι διαλυτές ή αδιάλυτες στο νερό δεν μπορούν να γίνουν απλά αντιληπτές. Βρείτε το πρώτο ιόν στην ένωση που ψάχνετε στην παρακάτω λίστα για να προσδιορίσετε τη συμπεριφορά του. Στη συνέχεια, ελέγξτε για τυχόν εξαιρέσεις για να βεβαιωθείτε ότι το δεύτερο ιόν δεν έχει ασυνήθιστες αλληλεπιδράσεις.

• Για παράδειγμα, για να ελέγξετε το χλωριούχο στρόντιο (SrCl₂), αναζητήστε Sr ή Cl στα βήματα με έντονα γράμματα παρακάτω. Το Cl είναι "συνήθως υδατοδιαλυτό", οπότε ελέγξτε το επόμενο για εξαιρέσεις. Το Sr δεν περιλαμβάνεται στην εξαίρεση, οπότε το SrCl₂ σίγουρα διαλυτό στο νερό.
• Οι πιο συνηθισμένες εξαιρέσεις σε κάθε κανόνα παρατίθενται παρακάτω. Υπάρχουν μερικές άλλες εξαιρέσεις, αλλά πιθανότατα δεν θα βρεθούν σε εργαστήριο ή γενικά σε τάξη χημείας.

Βήμα 4. Οι ενώσεις μπορούν να διαλυθούν εάν περιέχουν μέταλλα αλκαλίων, συμπεριλαμβανομένου του Li⁺, Na⁺, Κ⁺, Rb⁺, και Cs⁺.

Αυτά τα στοιχεία είναι επίσης γνωστά ως στοιχεία ομάδας ΙΑ: λίθιο, νάτριο, κάλιο, ρουβίδιο και καίσιο. Σχεδόν όλες οι ενώσεις που περιέχουν ένα από αυτά τα ιόντα είναι διαλυτές στο νερό.

• Εξαίρεση:

  Λι₃ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ₄ αδιάλυτο στο νερό.

Βήμα 5. ΟΧΙ. Ενώσεις₃^-, Γ₂Η₃Ο₂^-, ΟΧΙ₂^-, ClO₃^-, και ClO₄^- διαλυτό στο νερό.

Τα ονόματα είναι αντίστοιχα νιτρικά, οξικά, νιτρώδη, χλωρικά και υπερχλωρικά ιόντα. Σημειώστε ότι ο οξικός συντομεύεται συχνά σε OAC.

• Εξαίρεση:

  Ag (OAc) (οξικός άργυρος) και Hg (OAc)₂ (οξικός υδράργυρος) είναι αδιάλυτο στο νερό.

• AgNO₂^- και KClO₄^- μόνο "ελαφρώς διαλυτό στο νερό".

Βήμα 6. Ενώσεις Cl^-, Br^-, και εγώ^- συνήθως ελαφρώς διαλυτό στο νερό.

Τα ιόντα χλωρίου, βρωμίου και ιωδιδίου σχηματίζουν πάντα υδατοδιαλυτές ενώσεις που ονομάζονται αλογονικά άλατα.

• Εξαίρεση:

  Εάν ένα από αυτά τα ιόντα δεσμεύει το ιόν αργύρου Αγ⁺, υδράργυρος Hg₂²⁺, ή μόλυβδο Pb²⁺, η προκύπτουσα ένωση είναι αδιάλυτη στο νερό. Το ίδιο ισχύει και για τη λιγότερο κοινή ένωση, δηλαδή το ζεύγος Cu⁺ και θάλλιο Tl⁺.

Βήμα 7. Ενώσεις που περιέχουν SO₄^2- γενικά διαλυτό στο νερό.

Το θειικό ιόν σχηματίζει συνήθως υδατοδιαλυτές ενώσεις, αλλά υπάρχουν ορισμένες εξαιρέσεις.

• Εξαίρεση:

  Το θειικό ιόν σχηματίζει αδιάλυτες ενώσεις στο νερό με: στρόντιο Sr²⁺, βάριο Βα²⁺, μόλυβδο Pb²⁺, ασημί Αγ⁺, ασβέστιο Ca²⁺, ράδιο Ra²⁺, και διατομικό ασήμι Αγ₂²⁺Το Σημειώστε ότι το θειικό άργυρο και το θειικό ασβέστιο είναι αρκετά διαλυτά ώστε ορισμένοι τα ονομάζουν ελαφρώς υδατοδιαλυτά.

Βήμα 8. Ενώσεις που περιέχουν ΟΗ^- ή S^2- αδιάλυτο στο νερό.

Τα παραπάνω ιόντα ονομάζονται υδροξείδιο και σουλφίδιο.

• Εξαίρεση:

  Θυμηθείτε για τα αλκαλικά μέταλλα (Ομάδες Ι-Α) και πόσο εύκολα τα ιόντα από τα στοιχεία αυτών των ομάδων σχηματίζουν υδατοδιαλυτές ενώσεις; Λι⁺, Na⁺, Κ⁺, Rb⁺, και Cs⁺ θα σχηματίσουν υδατοδιαλυτές ενώσεις με υδροξείδιο ή θειούχα ιόντα. Επιπλέον, τα υδροξείδια σχηματίζουν επίσης υδατοδιαλυτά άλατα με ιόντα αλκαλικών γαιών (ομάδα II-A): ασβέστιο Ca²⁺, στρόντιο Sr²⁺, και βαρίου Βα²⁺Το Σημειώστε ότι οι ενώσεις που παράγονται από υδροξείδια και αλκαλικές γαίες εξακολουθούν να έχουν αρκετά μόρια συνδεδεμένα μεταξύ τους και μερικές φορές ονομάζονται "ελαφρώς διαλυτά στο νερό".

Βήμα 9. Ενώσεις που περιέχουν CO₃^2- ή PO₄^3- αδιάλυτο στο νερό.

Ένας ακόμη έλεγχος ανθρακικών και φωσφορικών ιόντων. Θα πρέπει ήδη να γνωρίζετε τι θα συμβεί με την ένωση των ιόντων.

• Εξαίρεση:

  Αυτά τα ιόντα σχηματίζουν υδατοδιαλυτές ενώσεις με αλκαλικά μέταλλα, δηλαδή το Li⁺, Na⁺, Κ⁺, Rb⁺, και Cs⁺, όπως και το αμμώνιο ΝΗ₄⁺.

Μέθοδος 2 από 2: Υπολογισμός της διαλυτότητας μέσω του K_sp

Βήμα 1. Βρείτε τη σταθερά διαλυτότητας του προϊόντος Κ_sp.

Κάθε ένωση έχει διαφορετική σταθερά, θα πρέπει να το αναζητήσετε σε έναν πίνακα στο σχολικό σας βιβλίο ή στο διαδίκτυο. Επειδή οι τιμές καθορίζονται πειραματικά, διαφορετικοί πίνακες μπορούν να εμφανίσουν διαφορετικές σταθερές. Συνιστάται ιδιαίτερα να χρησιμοποιείτε τους πίνακες στο σχολικό βιβλίο εάν τους έχετε. Εκτός εάν ορίζεται διαφορετικά, οι περισσότεροι πίνακες υποθέτουν ότι η θερμοκρασία είναι 25ºC.

Για παράδειγμα, εάν αυτό που διαλύεται είναι ιωδιούχο μόλυβδο PbI₂, γράψτε τη σταθερά διαλυτότητας του προϊόντος. Όταν αναφέρεστε στον πίνακα στη διεύθυνση bilbo.chm.uri.edu, χρησιμοποιήστε τη σταθερά 7, 1 × 10^–9.

Βήμα 2. Γράψτε τη χημική εξίσωση

Κατ 'αρχάς, προσδιορίστε τη διαδικασία με την οποία η ένωση διαχωρίζεται σε ιόντα όταν διαλυθεί. Στη συνέχεια, γράψτε τη χημική εξίσωση με Κ_sp από τη μία πλευρά και τα συστατικά ιόντα από την άλλη.

• Για παράδειγμα, ένα μόριο PbI₂ χωρίζεται σε ιόντα Pb²⁺, ΕΓΩ^-, και Ι. ιόντα^-Το (Χρειάζεται μόνο να γνωρίζετε ή να αναζητάτε το φορτίο σε ένα ιόν επειδή η ένωση στο σύνολό της έχει ουδέτερο φορτίο.)
• Γράψτε την εξίσωση 7, 1 × 10^–9 = [Pb²⁺][ΕΓΩ^-]²

Βήμα 3. Αλλάξτε την εξίσωση για να χρησιμοποιήσετε μια μεταβλητή

Ξαναγράψτε την εξίσωση ως ένα απλό αλγεβρικό πρόβλημα χρησιμοποιώντας τη γνώση του αριθμού των μορίων και των ιόντων. Σε αυτήν την εξίσωση x είναι ο αριθμός των διαλυτών ενώσεων. Ξαναγράψτε τις μεταβλητές που αντιπροσωπεύουν τον αριθμό κάθε ιόντος σε μορφή x.

• Σε αυτό το παράδειγμα, η εξίσωση ξαναγράφεται ως 7, 1 × 10^–9 = [Pb²⁺][ΕΓΩ^-]²
• Επειδή υπάρχει ένα ιόν μολύβδου (Pb²⁺) στην ένωση, ο αριθμός των μορίων της ένωσης που διαλύεται είναι ίσος με τον αριθμό των ελεύθερων ιόντων μολύβδου. Τώρα μπορούμε να γράψουμε [Pb²⁺] έναντι του x.
• Δεδομένου ότι υπάρχουν δύο ιόντα ιωδίου (Ι^-) για κάθε ιόν μολύβδου, ο αριθμός των ατόμων ιωδίου μπορεί να γραφτεί ως 2x.
• Τώρα η εξίσωση είναι 7, 1 × 10^–9 = (x) (2x)²

Βήμα 4. Λάβετε υπόψη τα άλλα ιόντα που συνήθως υπάρχουν αν είναι δυνατόν

Παραλείψτε αυτό το βήμα εάν η ένωση διαλυθεί σε καθαρό νερό. Όταν μια ένωση διαλύεται σε ένα διάλυμα που περιέχει ήδη ένα ή περισσότερα από τα συστατικά ιόντα ("κοινά ιόντα") η διαλυτότητά της θα αυξηθεί σημαντικά. Το γενικό ιοντικό αποτέλεσμα φαίνεται καλύτερα σε ενώσεις που είναι σε μεγάλο βαθμό αδιάλυτες στο νερό. Σε αυτή την περίπτωση μπορεί να υποτεθεί ότι τα περισσότερα ιόντα σε ισορροπία προέρχονται από ιόντα που υπάρχουν ήδη σε διάλυμα. Ξαναγράψτε την εξίσωση για την αντίδραση να περιλαμβάνει τη γνωστή γραμμομοριακή συγκέντρωση (γραμμομόρια ανά λίτρο ή Μ) του ιόντος που υπάρχει ήδη στο διάλυμα, αντικαθιστώντας έτσι την τιμή του x που χρησιμοποιείται για το ιόν.

Για παράδειγμα, εάν το σύνθετο ιωδιούχο μόλυβδο διαλύεται σε διάλυμα που περιέχει 0,2 Μ χλωριούχο μόλυβδο (PbCl₂) τότε η εξίσωση θα είναι 7, 1 × 10^–9 = (0, 2Μ+x) (2x)²Το Στη συνέχεια, δεδομένου ότι τα 0,2 Μ είναι πιο συγκεντρωμένη συγκέντρωση από το x, η εξίσωση μπορεί να ξαναγραφεί ως 7,1 10^–9 = (0, 2Μ) (2x)².

Βήμα 5. Λύστε την εξίσωση

Λύστε το x για να μάθετε πόσο διαλυτή είναι η ένωση στο νερό. Δεδομένου ότι η σταθερά διαλυτότητας έχει ήδη καθοριστεί, η απάντηση είναι ως προς τον αριθμό των γραμμομορίων της ένωσης που διαλύεται ανά λίτρο νερού. Mayσως χρειαστείτε αριθμομηχανή για να υπολογίσετε την τελική απάντηση.

• Η ακόλουθη απάντηση είναι για διαλυτότητα σε καθαρό νερό, χωρίς τα κοινά ιόντα.
• 7, 1×10^–9 = (x) (2x)²
• 7, 1×10^–9 = (x) (4x²)
• 7, 1×10^–9 = 4x³
• (7, 1×10^–9) 4 = x³
• x = ((7, 1 × 10^–9) ÷ 4)
• x = 1, 2 x 10^-3 moles ανά λίτρο θα διαλυθούν Το Αυτή η ποσότητα είναι τόσο μικρή που ουσιαστικά είναι αδιάλυτη στο νερό.