In de chemie wordt oplosbaarheid gebruikt om de eigenschappen te beschrijven van vaste verbindingen die worden gemengd en volledig worden opgelost met een vloeistof zonder onoplosbare deeltjes achter te laten. Alleen geïoniseerde (geladen) verbindingen kunnen oplossen. Voor het gemak kunt u eenvoudig een paar regels onthouden of een lijst raadplegen om te zien of de meeste vaste verbindingen vast blijven wanneer ze in water worden geplaatst of in grote hoeveelheden oplossen. Sommige moleculen zullen zelfs oplossen als je de verandering niet kunt zien. Om het experiment met precisie te laten plaatsvinden, moet u weten hoe u de opgeloste hoeveelheid kunt berekenen.
Stap
Methode 1 van 2: Snelle regels gebruiken
Stap 1. Bestudeer ionische verbindingen
Normaal heeft elk atoom een bepaald aantal elektronen. Soms winnen of verliezen atomen echter elektronen. Het resultaat is een ion die elektrisch geladen is. Wanneer een negatief geladen ion (met één extra elektron) een positief geladen ion tegenkomt (een elektron verliest), binden de twee ionen zich aan elkaar zoals de positieve en negatieve polen van een magneet, waardoor een ionische verbinding ontstaat.
- Negatief geladen ionen worden genoemd anion, terwijl het positief geladen ion wordt genoemd kation.
- Onder normale omstandigheden is het aantal elektronen gelijk aan het aantal protonen in een atoom, waardoor de elektrische lading ervan teniet wordt gedaan.
Stap 2. Begrijp het onderwerp oplosbaarheid
Watermoleculen (H2O) heeft een ongebruikelijke structuur die lijkt op een magneet. Het ene uiteinde heeft een positieve lading, terwijl het andere uiteinde negatief is geladen. Wanneer een ionische verbinding in water wordt geplaatst, zal de water-"magneet" deze omringen en proberen de positieve en negatieve ionen aan te trekken en te scheiden. De bindingen in sommige ionische verbindingen zijn niet erg sterk. zo'n verbinding in water oplosbaar omdat water de ionen zal scheiden en oplossen. Sommige andere verbindingen hebben sterkere bindingen, zodat: niet oplosbaar in water ondanks dat het omringd is door watermoleculen.
Verschillende andere verbindingen hebben interne bindingen die net zo sterk zijn als de kracht die water de moleculen aantrekt. Dergelijke verbindingen worden genoemd enigszins oplosbaar in water omdat een groot deel van de verbinding wordt aangetrokken door water, maar de rest is nog steeds versmolten.
Stap 3. Leer de regels over oplosbaarheid
Interatomaire interacties zijn behoorlijk complex. Verbindingen die oplosbaar of onoplosbaar zijn in water zijn niet eenvoudig intuïtief te zien. Zoek het eerste ion in de verbinding waarnaar u in de onderstaande lijst moet zoeken om het gedrag ervan te bepalen. Controleer vervolgens op eventuele uitzonderingen om er zeker van te zijn dat het tweede ion geen ongebruikelijke interacties heeft.
- Om bijvoorbeeld strontiumchloride (SrCl2), zoek naar Sr of Cl in de onderstaande vetgedrukte stappen. Cl is "meestal in water oplosbaar", dus controleer de volgende voor uitzonderingen. Sr is niet opgenomen in de uitzondering, dus SrCl2 zeker oplosbaar in water.
- De meest voorkomende uitzonderingen op elke regel worden hieronder vermeld. Er zijn een paar andere uitzonderingen, maar die zullen waarschijnlijk niet te vinden zijn in een laboratorium of scheikundeles in het algemeen.
Stap 4. Verbindingen kunnen worden opgelost als ze alkalimetalen bevatten, waaronder Li+, Nee+, K+, Rb+, en Cs+.
Deze elementen zijn ook bekend als groep IA-elementen: lithium, natrium, kalium, rubidium en cesium. Bijna alle verbindingen die een van deze ionen bevatten, zijn oplosbaar in water.
-
Uitzondering:
Li3PO4 onoplosbaar in water.
Stap 5. GEEN Verbindingen3-, C2H3O2-, NEE2-, ClO3-, en ClO4- Oplosbaar in water.
De namen zijn respectievelijk nitraat-, acetaat-, nitriet-, chloraat- en perchloraationen. Merk op dat acetaat vaak wordt afgekort tot OAC.
-
Uitzondering:
Ag(OAc) (Zilveracetaat) en Hg(OAc)2 (kwikacetaat) is onoplosbaar in water.
- AgNO2- en KClO4- slechts "enigszins oplosbaar in water."
Stap 6. Cl.-verbindingen-, Br-, en ik- meestal slecht oplosbaar in water.
Chloride-, bromide- en jodide-ionen vormen altijd in water oplosbare verbindingen die halogenidezouten worden genoemd.
-
Uitzondering:
Als een van deze ionen het zilverion Ag. bindt+, kwik Hg22+, of leiden Pb2+, de resulterende verbinding is onoplosbaar in water. Hetzelfde geldt voor de minder gebruikelijke verbinding, namelijk het Cu.-paar+ en thallium Tl+.
Stap 7. Verbindingen die SO. bevatten42- algemeen oplosbaar in water.
Het sulfaation vormt meestal in water oplosbare verbindingen, maar er zijn enkele uitzonderingen.
-
Uitzondering:
Sulfaation vormt onoplosbare verbindingen in water met: strontium Sr2+, bariumba2+, lood Pb2+, zilver Ag+, calcium Ca2+, radium Ra2+, en diatomisch zilver Ag22+. Merk op dat zilversulfaat en calciumsulfaat voldoende oplosbaar zijn dat sommigen ze enigszins oplosbaar in water noemen.
Stap 8. Verbindingen die OH. bevatten- of S2- onoplosbaar in water.
De bovenstaande ionen heten hydroxide en sulfide.
-
Uitzondering:
Weet je nog van de alkalimetalen (Groepen I-A) en hoe gemakkelijk ionen van elementen in die groepen in water oplosbare verbindingen vormen? Li+, Nee+, K+, Rb+, en Cs+ zal in water oplosbare verbindingen vormen met hydroxide- of sulfide-ionen. Daarnaast vormen hydroxiden ook in water oplosbare zouten met aardalkali-ionen (Groep II-A): calcium Ca2+, strontium Sr2+, en barium Ba2+. Merk op dat verbindingen geproduceerd uit hydroxiden en aardalkaliën nog steeds voldoende moleculen aan elkaar hebben gebonden dat ze soms "enigszins oplosbaar in water" worden genoemd.
Stap 9. Verbindingen die CO. bevatten32- of PO43- onoplosbaar in water.
Nog een controle op carbonaat- en fosfaationen. Je zou al moeten weten wat er met de verbinding van de ionen zal gebeuren.
-
Uitzondering:
Deze ionen vormen met alkalimetalen in water oplosbare verbindingen, namelijk Li+, Nee+, K+, Rb+, en Cs+, net als ammonium NH4+.
Methode 2 van 2: Oplosbaarheid berekenen via Ksp
Stap 1. Zoek de oplosbaarheidsconstante van het product Ksp.
Elke verbinding heeft een andere constante, je moet het opzoeken in een tabel in je leerboek of online. Omdat de waarden experimenteel worden bepaald, kunnen verschillende tabellen verschillende constanten weergeven. Het wordt ten zeerste aanbevolen om de tabellen in het leerboek te gebruiken als je die hebt. Tenzij anders aangegeven, gaan de meeste tabellen ervan uit dat de temperatuur 25ºC is.
Als wat bijvoorbeeld wordt opgelost loodjodide PbI. is2, schrijf de oplosbaarheidsconstante van het product. Gebruik bij het verwijzen naar de tabel op bilbo.chm.uri.edu de constante 7, 1×10–9.
Stap 2. Schrijf de chemische vergelijking op
Bepaal eerst het proces waarbij de verbinding in ionen scheidt wanneer deze wordt opgelost. Schrijf dan de chemische vergelijking met Ksp aan de ene kant en de samenstellende ionen aan de andere kant.
- Bijvoorbeeld, een PbI.-molecuul2 opgesplitst in Pb.-ionen2+, L-, en ik.ionen-. (U hoeft alleen de lading van één ion te kennen of te zoeken, omdat de verbinding als geheel een neutrale lading heeft.)
- Schrijf de vergelijking 7, 1×10–9 = [Pb2+][L-]2
Stap 3. Wijzig de vergelijking om een variabele te gebruiken
Herschrijf de vergelijking als een eenvoudig algebraïsch probleem met kennis van het aantal moleculen en ionen. In deze vergelijking is x het aantal oplosbare verbindingen. Herschrijf de variabelen die het aantal van elk ion in x-vorm vertegenwoordigen.
- In dit voorbeeld wordt de vergelijking herschreven als 7, 1×10–9 = [Pb2+][L-]2
- Omdat er één loodion is (Pb2+) in de verbinding is het aantal opgeloste moleculen van de verbinding gelijk aan het aantal vrije loodionen. Nu kunnen we schrijven [Pb2+] tegen x.
- Aangezien er twee jodium-ionen (I-) voor elk loodion kan het aantal jodiumatomen worden geschreven als 2x.
- Nu is de vergelijking 7, 1×10–9 = (x)(2x)2
Stap 4. Houd indien mogelijk rekening met andere normaal aanwezige ionen
Sla deze stap over als de verbinding is opgelost in zuiver water. Wanneer een verbinding wordt opgelost in een oplossing die al een of meer van de samenstellende ionen ("gewone ionen") bevat, zal de oplosbaarheid ervan aanzienlijk toenemen. Het algemene ionische effect wordt het best gezien in verbindingen die grotendeels onoplosbaar zijn in water. In dit geval kan worden aangenomen dat de meeste ionen bij evenwicht afkomstig zijn van ionen die al in oplossing aanwezig zijn. Herschrijf de vergelijking voor de reactie met de bekende molaire concentratie (mol per liter of M) van het ion dat al in oplossing aanwezig is, en vervang zo de waarde van x die voor het ion wordt gebruikt.
Als de verbinding loodjodide bijvoorbeeld wordt opgelost in een oplossing die 0,2 M loodchloride (PbCl2) dan is de vergelijking 7, 1×10–9 = (0, 2M+x)(2x)2. Aangezien 0,2 M een meer geconcentreerde concentratie is dan x, kan de vergelijking worden herschreven als 7,1 × 10–9 = (0, 2M)(2x)2.
Stap 5. Los de vergelijking op
Los x op om erachter te komen hoe oplosbaar de verbinding is in water. Omdat de oplosbaarheidsconstante al is vastgesteld, is het antwoord in termen van het aantal mol opgeloste verbinding per liter water. Mogelijk hebt u een rekenmachine nodig om het uiteindelijke antwoord te berekenen.
- Het volgende antwoord is voor oplosbaarheid in zuiver water, zonder de gewone ionen.
- 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, 2x 10-3 mol per liter zal oplossen. Deze hoeveelheid is zo klein dat het in wezen onoplosbaar is in water.
