De regler för löslighet De är en uppsättning observationer samlade från flera experiment som gör det möjligt att förutsäga vilka salter som är eller inte är lösliga i vatten. Därför gäller dessa endast jonföreningar, oavsett om de är monatomiska eller polyatomiska joner..
Löslighetsreglerna är mycket olika, eftersom de baseras på den individuella upplevelsen för dem som utvecklar dem. Det är därför de inte alltid kontaktas på samma sätt. Vissa är dock så allmänna och pålitliga att de aldrig kan vara frånvarande; till exempel den höga lösligheten av alkalimetaller och ammoniumföreningar eller salter.
Dessa regler gäller endast i vatten vid 25 ° C, under omgivande tryck och med ett neutralt pH. Med erfarenhet kan dessa regler undvikas, eftersom det i förväg är känt vilka salter som är lösliga i vatten..
Exempelvis är natriumklorid, NaCl, det viktigaste vattenlösliga saltet. Det är inte nödvändigt att konsultera reglerna för att veta detta faktum, eftersom den dagliga erfarenheten bevisar det av sig själv.
Artikelindex
Det finns inget fast antal för löslighetsregler, men det är en personlig fråga hur de bryts ned en efter en. Det finns emellertid några generaliteter som hjälper till att ytligt förstå orsaken till sådana observationer och kan vara användbara för att förstå reglerna ännu mer. Några av dem är följande:
- Monovalenta eller negativt laddade anjoner, som också är skrymmande, ger upphov till lösliga föreningar.
- Polyvalenta anjoner, det vill säga med mer än en negativ laddning, tenderar att ge upphov till olösliga föreningar..
- Skrymmande katjoner tenderar att vara en del av olösliga föreningar.
När reglerna citeras kommer det att vara möjligt att kontrollera hur mycket några av dessa tre allmänna uppfylls.
Av löslighetsreglerna är detta det viktigaste, och det betyder att alla salter av metallerna i grupp 1 (alkalisk) och ammonium (NH4+) är lösliga. NaCl följer denna regel, liksom NaNO3, KNO3, (NH4)tvåCO3, LitvåSW4, och andra salter. Observera att här är det katjonerna som markerar lösligheten och inte anjonerna.
Det finns inga undantag från denna regel, så du kan vara säker på att inget salt av ammonium eller dessa metaller kommer att fällas ut vid en kemisk reaktion eller lösa sig om den tillsätts till en vattenvolym..
Den näst viktigaste och ofelbara löslighetsregeln säger att alla nitratsalter (NO3-permanganat (MnO4-klorat (ClO3-perklorat (ClO4-och acetater (CH3KUTTRA-) är lösliga. Därför förutses det att Cu (NO3)två är lösligt i vatten såväl som KMnO4 och Ca (CH3KUTTRA)två. Återigen har denna regel inga undantag.
I denna regel uppfylls den första nämnda generaliteten: alla dessa anjoner är monovalenta, skrymmande och integrerar lösliga jonföreningar.
Genom att memorera de två första löslighetsreglerna kan undantag ställas in för de som följer..
Kloridsalter (Cl-), bromider (Br-), jodider (I-), cyanider (CN-) och tiocyanater (SCN-), är de lösliga i vatten. Denna regel innehåller dock flera undantag, som beror på metallerna silver (Ag+), kvicksilver (Hgtvåtvå+) och bly (Pbtvå+). Salterna av koppar (I) (Cu+), gör också dessa undantag i mindre grad.
Således är exempelvis silverklorid, AgCl, olösligt i vatten, liksom PbCltvå och HgtvåBrtvå. Observera att här en annan av de ovannämnda allmänna börjar ses: skrymmande katjoner tenderar att bilda olösliga föreningar.
Och hur är det med fluorider (F-)? Såvida de inte är alkalimetall- eller ammoniumfluorider tenderar de att vara olösliga eller svagt lösliga. Ett märkligt undantag är silverfluorid, AgF, som är mycket lösligt i vatten..
De flesta sulfater är lösliga. Det finns emellertid flera sulfater som är olösliga eller dåligt lösliga, och några av dem är följande: BaSO4, SrSO4, Fall4, PbSO4, AgtvåSW4 och HgtvåSW4. Här observeras återigen generaliteten att skrymmande katjoner tenderar att bilda olösliga föreningar; förutom rubidium, eftersom det är en alkalimetall.
Hydroxider (OH-) är olösliga i vatten. Men enligt regel 1 är alla alkalimetallhydroxider (LiOH, NaOH, KOH, etc.) lösliga, så de är ett undantag från regel 5. Likaledes är hydroxiderna Ca (OH)två, Ba (OH)två, Sr (OH)två och Al (OH)3 är lätt lösliga.
Lämnar för närvarande föreningar härrörande från metaller, alla oorganiska syror och vätehalogenider (HX, X = F, Cl, Br och I) är lösliga i vatten..
Regel 7 sammanför flera anjoner som överensstämmer med den tredje generaliteten: flervärda anjoner tenderar att ge upphov till olösliga föreningar. Detta gäller för karbonater (CO3två-), kromat (CrO4två-), fosfater (PO43-), oxalater (CtvåELLER4två-), tiosulfater (StvåELLER3två-) och arsenat (AsO43-).
Det är emellertid inte längre förvånande att dess salter med alkalimetaller och ammonium är undantag från denna regel, eftersom de är lösliga i vatten. Likaså Li3PO4, som är sparsamt löslig och MgCO3.
Den sista regeln är nästan lika viktig som den första, och det är att de flesta oxider (Otvå-och sulfider (Stvå-) är olösliga i vatten. Detta observeras när man försöker polera metaller med endast vatten.
Återigen är alkalimetalloxider och sulfider lösliga i vatten. Till exempel NatvåS och (NH4)tvåS är ett av dessa två undantag. När det gäller sulfider är de en av de mest olösliga föreningarna.
Å andra sidan är vissa alkaliska jordartsmetalloxider också lösliga i vatten. Till exempel CaO, SrO och BaO. Dessa metalloxider, tillsammans med NatvåO och KtvåEller de löses inte i vatten utan reagerar med det för att ge upphov till dess lösliga hydroxider..
Löslighetsreglerna kan utsträckas till andra föreningar såsom bikarbonater (HCO3-) eller disyrafosfater (HtvåPO4-). Vissa regler kan lätt komma ihåg, medan andra ofta glömmas bort. När detta händer måste du gå direkt till löslighetsvärdena vid 25 ºC för den givna föreningen..
Om detta löslighetsvärde är högre eller nära det för en lösning med en koncentration av 0,1 M, kommer saltet eller föreningen i fråga att vara mycket löslig..
Under tiden, om nämnda koncentration har ett värde under 0,001 M, sägs i så fall att saltet eller föreningen är olöslig. Detta, genom att lägga till löslighetsreglerna, är tillräckligt för att veta hur löslig en förening är..
Ingen har kommenterat den här artikeln än.