Löslichkeit berechnen: 14 Schritte (mit Bildern)

2024 Autor: Jason Gerald | [email protected]. Zuletzt bearbeitet: 2024-01-15 08:12

In der Chemie wird Löslichkeit verwendet, um die Eigenschaften von festen Verbindungen zu beschreiben, die mit einer Flüssigkeit vermischt und vollständig gelöst werden, ohne unlösliche Partikel zu hinterlassen. Nur ionisierte (geladene) Verbindungen können sich lösen. Der Einfachheit halber können Sie sich einfach ein paar Regeln merken oder eine Liste konsultieren, um zu sehen, ob die meisten festen Verbindungen in Wasser fest bleiben oder sich in großen Mengen auflösen. Tatsächlich lösen sich einige Moleküle auf, selbst wenn Sie die Veränderung nicht sehen können. Damit das Experiment mit Präzision ablaufen kann, müssen Sie die gelöste Menge berechnen können.

Schritt

Methode 1 von 2: Verwenden von Quick Rules

Schritt 1. Studieren Sie ionische Verbindungen

Normalerweise hat jedes Atom eine bestimmte Anzahl von Elektronen. Manchmal nehmen Atome jedoch Elektronen auf oder verlieren sie. Das Ergebnis ist ein Ion die elektrisch geladen ist. Wenn ein negativ geladenes Ion (mit einem zusätzlichen Elektron) auf ein positiv geladenes Ion trifft (ein Elektron verliert), verbinden sich die beiden Ionen wie die positiven und negativen Pole eines Magneten, wodurch eine ionische Verbindung entsteht.

• Negativ geladene Ionen heißen Anion, während das positiv geladene Ion heißt Kation.
• Unter normalen Umständen ist die Anzahl der Elektronen gleich der Anzahl der Protonen in einem Atom, wodurch seine elektrische Ladung negiert wird.

Schritt 2. Verstehen Sie das Thema Löslichkeit

Wassermoleküle (H₂O) hat eine ungewöhnliche Struktur, die einem Magneten ähnelt. Ein Ende ist positiv geladen, während das andere Ende negativ geladen ist. Wenn eine ionische Verbindung in Wasser gegeben wird, umgibt der Wasser-„Magnet“sie und versucht, die positiven und negativen Ionen anzuziehen und zu trennen. Die Bindungen in einigen ionischen Verbindungen sind nicht sehr stark. Eine solche Verbindung wasserlöslich denn Wasser trennt die Ionen und löst sie auf. Einige andere Verbindungen haben stärkere Bindungen, so dass nicht wasserlöslich obwohl es von Wassermolekülen umgeben ist.

Verschiedene andere Verbindungen haben innere Bindungen, die genauso stark sind wie die Kraft, die Wasser die Moleküle anzieht. Solche Verbindungen heißen leicht löslich in Wasser weil ein großer Teil der Verbindung von Wasser angezogen wird, der Rest aber noch verschmolzen ist.

Schritt 3. Lernen Sie die Löslichkeitsregeln

Interatomare Wechselwirkungen sind recht komplex. Verbindungen, die in Wasser löslich oder unlöslich sind, können nicht einfach intuitiv gesehen werden. Finden Sie das erste Ion in der Verbindung, nach dem Sie in der Liste unten suchen müssen, um sein Verhalten zu bestimmen. Überprüfen Sie als Nächstes, ob Ausnahmen vorliegen, um sicherzustellen, dass das zweite Ion keine ungewöhnlichen Wechselwirkungen aufweist.

• Um beispielsweise Strontiumchlorid (SrCl₂), suchen Sie in den fettgedruckten Schritten unten nach Sr oder Cl. Cl ist "normalerweise wasserlöslich", also überprüfe den nächsten auf Ausnahmen. Sr ist nicht in der Ausnahme enthalten, also SrCl₂ definitiv wasserlöslich.
• Die häufigsten Ausnahmen zu jeder Regel sind unten aufgeführt. Es gibt noch ein paar andere Ausnahmen, die aber wahrscheinlich nicht in einem Labor oder Chemieunterricht im Allgemeinen zu finden sind.

Schritt 4. Verbindungen können gelöst werden, wenn sie Alkalimetalle enthalten, einschließlich Li⁺, N / A⁺, K⁺, Rb⁺, und Cs⁺.

Diese Elemente werden auch als Elemente der Gruppe IA bezeichnet: Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium. Fast alle Verbindungen, die eines dieser Ionen enthalten, sind in Wasser löslich.

• Ausnahme:

  Li₃Bestellung₄ Unlöslich in Wasser.

Schritt 5. Nr. Verbindungen₃^-, C₂h₃Ö₂^-, NEIN₂^-, ClO₃^-und ClO₄^- wasserlöslich.

Die Namen sind jeweils Nitrat-, Acetat-, Nitrit-, Chlorat- und Perchlorationen. Beachten Sie, dass Acetat oft zu OAC abgekürzt wird.

• Ausnahme:

  Ag(OAc) (Silberacetat) und Hg(OAc)₂ (Quecksilberacetat) ist in Wasser unlöslich.

• AgNO₂^- und KClO₄^- nur "schwach wasserlöslich".

Schritt 6. Cl.-Verbindungen^-, Br^-, und ich^- meist wenig wasserlöslich.

Chlorid-, Bromid- und Jodidionen bilden immer wasserlösliche Verbindungen, die als Halogenidsalze bezeichnet werden.

• Ausnahme:

  Wenn eines dieser Ionen das Silberion Ag. bindet⁺, Quecksilber Hg₂²⁺, oder Blei Pb²⁺, die resultierende Verbindung ist in Wasser unlöslich. Das gleiche gilt für die weniger verbreitete Verbindung, nämlich das Cu.pair⁺ und Thallium Tl⁺.

Schritt 7. Verbindungen, die SO. enthalten₄^2- im Allgemeinen wasserlöslich.

Das Sulfation bildet normalerweise wasserlösliche Verbindungen, aber es gibt einige Ausnahmen.

• Ausnahme:

  Sulfat-Ion bildet in Wasser unlösliche Verbindungen mit: Strontium Sr²⁺, Barium Ba²⁺, Blei Pb²⁺, Silber Ag⁺, Calcium Ca²⁺, Radium Ra²⁺, und zweiatomiges Silber Ag₂²⁺. Beachten Sie, dass Silbersulfat und Calciumsulfat ausreichend löslich sind, sodass einige sie als leicht wasserlöslich bezeichnen.

Schritt 8. Verbindungen, die OH. enthalten^- oder S^2- Unlöslich in Wasser.

Die oben genannten Ionen werden als Hydroxid und Sulfid bezeichnet.

• Ausnahme:

  Erinnern Sie sich an die Alkalimetalle (Gruppen I-A) und wie leicht Ionen von Elementen in diesen Gruppen wasserlösliche Verbindungen bilden? Li⁺, N / A⁺, K⁺, Rb⁺, und Cs⁺ bildet mit Hydroxid- oder Sulfidionen wasserlösliche Verbindungen. Darüber hinaus bilden Hydroxide mit Erdalkaliionen auch wasserlösliche Salze (Gruppe II-A): Calcium Ca²⁺, Strontium Sr²⁺und Barium Ba²⁺. Beachten Sie, dass Verbindungen, die aus Hydroxiden und Erdalkalimetallen hergestellt werden, noch genügend Moleküle miteinander verbunden haben, die manchmal als "leicht löslich in Wasser" bezeichnet werden.

Schritt 9. CO.-haltige Verbindungen₃^2- oder PO₄^3- Unlöslich in Wasser.

Noch eine Prüfung auf Karbonat- und Phosphationen. Sie sollten bereits wissen, was mit der Zusammensetzung der Ionen passiert.

• Ausnahme:

  Diese Ionen bilden mit Alkalimetallen wasserlösliche Verbindungen, nämlich Li⁺, N / A⁺, K⁺, Rb⁺, und Cs⁺, ebenso wie Ammonium NH₄⁺.

Methode 2 von 2: Berechnung der Löslichkeit durch K_sp

Schritt 1. Bestimmen Sie die Löslichkeitskonstante des Produkts K_sp.

Jede Verbindung hat eine andere Konstante, die Sie in einer Tabelle in Ihrem Lehrbuch oder online nachschlagen müssen. Da die Werte experimentell ermittelt werden, können verschiedene Tabellen unterschiedliche Konstanten anzeigen. Es wird dringend empfohlen, die Tabellen im Lehrbuch zu verwenden, wenn Sie diese haben. Sofern nicht anders angegeben, gehen die meisten Tabellen von einer Temperatur von 25 °C aus.

Wenn zum Beispiel Bleijodid PbI. gelöst wird₂, schreiben Sie die Löslichkeitskonstante des Produkts. Wenn Sie sich auf die Tabelle unter bilbo.chm.uri.edu beziehen, verwenden Sie die Konstante 7, 1×10^–9.

Schritt 2. Schreiben Sie die chemische Gleichung auf

Bestimmen Sie zunächst den Prozess, bei dem sich die Verbindung beim Auflösen in Ionen aufspaltet. Dann schreibe die chemische Gleichung mit K_sp auf der einen Seite und die konstituierenden Ionen auf der anderen.

• Zum Beispiel ein PbI.-Molekül₂ in Pb.-Ionen gespalten²⁺, ICH^-, und ich. Ionen^-. (Sie müssen nur die Ladung eines Ions kennen oder suchen, da die Verbindung als Ganzes eine neutrale Ladung hat.)
• Schreiben Sie die Gleichung 7, 1×10^–9 = [Pb²⁺][ICH^-]²

Schritt 3. Ändern Sie die Gleichung, um eine Variable zu verwenden

Schreiben Sie die Gleichung in ein einfaches algebraisches Problem um, indem Sie die Anzahl der Moleküle und Ionen kennen. In dieser Gleichung ist x die Zahl der löslichen Verbindungen. Schreiben Sie die Variablen, die die Anzahl jedes Ions darstellen, in x-Form um.

• In diesem Beispiel wird die Gleichung umgeschrieben als 7, 1×10^–9 = [Pb²⁺][ICH^-]²
• Da es ein Blei-Ion (Pb²⁺) in der Verbindung ist die Zahl der gelösten Moleküle der Verbindung gleich der Zahl der freien Bleiionen. Jetzt können wir schreiben [Pb²⁺] gegen x.
• Da es zwei Jodionen (I^-) für jedes Bleiion kann die Anzahl der Jodatome als 2x geschrieben werden.
• Jetzt ist die Gleichung 7, 1×10^–9 = (x)(2x)²

Schritt 4. Berücksichtigen Sie nach Möglichkeit andere normalerweise vorhandene Ionen

Überspringe diesen Schritt, wenn die Verbindung in reinem Wasser gelöst ist. Wenn eine Verbindung in einer Lösung gelöst wird, die bereits ein oder mehrere der konstituierenden Ionen ("gemeinsame Ionen") enthält, erhöht sich ihre Löslichkeit erheblich. Der allgemeine ionische Effekt wird am besten bei Verbindungen beobachtet, die in Wasser weitgehend unlöslich sind. In diesem Fall kann davon ausgegangen werden, dass die meisten Ionen im Gleichgewicht von Ionen stammen, die bereits in Lösung vorliegen. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung so um, dass sie die bekannte molare Konzentration (Mol pro Liter oder M) des bereits in Lösung vorhandenen Ions enthält, und ersetzen Sie so den für das Ion verwendeten Wert von x.

Wenn beispielsweise die Verbindung Bleijodid in einer Lösung gelöst wird, die 0,2 M Bleichlorid (PbCl₂) dann lautet die Gleichung 7, 1×10^–9 = (0, 2M+x)(2x)². Da 0,2 M eine konzentriertere Konzentration als x ist, kann die Gleichung dann umgeschrieben werden als 7,1 × 10^–9 = (0, 2M)(2x)².

Schritt 5. Lösen Sie die Gleichung

Löse x, um herauszufinden, wie löslich die Verbindung in Wasser ist. Da die Löslichkeitskonstante bereits festgelegt wurde, lautet die Antwort die Anzahl der gelösten Mole der Verbindung pro Liter Wasser. Möglicherweise benötigen Sie einen Taschenrechner, um die endgültige Antwort zu berechnen.

• Die folgende Antwort gilt für die Löslichkeit in reinem Wasser, ohne die üblichen 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, 2 x 10^-3 mol pro liter lösen sich auf. Diese Menge ist so gering, dass sie in Wasser praktisch unlöslich ist.