Πώς είναι η διαλυτότητα σε ιοντικές ενώσεις;

Διαλυτότητα ιοντικών ενώσεων

Η διαλυτότητα των ιοντικών ενώσεων εξαρτάται από διάφορους παράγοντες:

1. Φύση των κατιόντων και των ανιόντων:

* Πυκνότητα φόρτισης: Η υψηλότερη πυκνότητα φορτίου (μικρότερο μέγεθος με μεγαλύτερο φορτίο) οδηγεί σε ισχυρότερη έλξη μεταξύ των ιόντων, καθιστώντας την ένωση λιγότερο διαλυτή. Για παράδειγμα, το baso₄ είναι λιγότερο διαλυτό από το Bacl₂ επειδή το θειικό ιόν (SO₄2⁻) έχει υψηλότερη πυκνότητα φορτίου από το ιόν χλωριούχου (CL⁻).

* Polarizability: Τα μεγαλύτερα ιόντα είναι πιο πολωμένα, που σημαίνει ότι το σύννεφο ηλεκτρονίων τους μπορεί να παραμορφωθεί πιο εύκολα. Αυτό οδηγεί σε ισχυρότερα αξιοθέατα μεταξύ των ιόντων, καθιστώντας την ένωση λιγότερο διαλυτή.

* Ενυδάτωση ενέργειας: Η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν τα ιόντα περιβάλλονται από μόρια νερού. Η υψηλότερη ενέργεια ενυδάτωσης καθιστά την ένωση πιο διαλυτή.

2. Θερμοκρασία:

* Γενικά, η διαλυτότητα των ιοντικών ενώσεων αυξάνεται με τη θερμοκρασία. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η αυξημένη θερμική ενέργεια επιτρέπει στα μόρια του νερού να ξεπεράσουν τις ελκυστικές δυνάμεις μεταξύ των ιόντων στο στερεό πλέγμα.

3. Διαλύτης:

* Πολικοί διαλύτες: Οι ιοντικές ενώσεις είναι πιο διαλυτές σε πολικούς διαλύτες όπως το νερό. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τα μόρια του νερού μπορούν να σχηματίσουν ισχυρές αλληλεπιδράσεις διπολικών ιόντων με τα ιόντα, τραβώντας τα εκτός από το κρυσταλλικό πλέγμα.

* μη πολικοί διαλύτες: Οι ιοντικές ενώσεις είναι γενικά αδιάλυτες σε μη πολικούς διαλύτες όπως το εξάνιο.

4. Κοινό αποτέλεσμα ιόντων:

* Η παρουσία ενός κοινού ιόντος (ένα ιόν που υπάρχει ήδη στη λύση) μπορεί να μειώσει τη διαλυτότητα μιας ιοντικής ένωσης. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το κοινό ιόν μετατοπίζει την ισορροπία προς το σχηματισμό του στερεού, μειώνοντας την ποσότητα διαλυμένων ιόντων.

5. Άλλοι παράγοντες:

* Πίεση: Η διαλυτότητα των ιοντικών ενώσεων γενικά δεν επηρεάζεται σημαντικά από τις αλλαγές πίεσης.

* Παρουσία άλλων διαλυτών: Άλλες διαλυμένες ουσίες στο διάλυμα μπορούν να επηρεάσουν τη διαλυτότητα αλληλεπιδρώντας με τα ιόντα ή την αλλαγή των ιδιοτήτων του διαλύτη.

Γενικοί κανόνες διαλυτότητας:

* Ομάδα 1 και άλατα αμμωνίου: Τα περισσότερα άλατα που περιέχουν αλκαλικά μέταλλα (li⁺, na⁺, k⁺, rb⁺, cs⁺) και αμμώνιο (NH₄⁺) είναι διαλυτά.

* νιτρικά, οξικό και χλωρικό άλατα: Τα άλατα που περιέχουν ιόντα νιτρικών (ΝΟ), οξικό (ch₃coo⁻) και χλωρικού (clo₃⁻) είναι γενικά διαλυτά.

* αλάτι αλογονιδίων: Τα άλατα που περιέχουν ιόντα φθοριούχου (F⁻), χλωριούχου (CL⁻), βρωμιούχου (Br⁻) και ιωδιούχου (I⁻) είναι γενικά διαλυτά εκτός από εκείνα που περιέχουν Ag⁺, Pb2⁺ και Hg₂2⁺.

* Θειικά άλατα: Τα άλατα που περιέχουν ιόντα θειικών (SO₄2⁻) είναι γενικά διαλυτά εκτός από εκείνα που περιέχουν Ba²⁺, Sr²⁺, Pb2⁺ και Ca2⁺.

* ανθρακικό, φωσφορικό και θειούχο άλατα: Τα άλατα που περιέχουν ιόντα ανθρακικού άλατος (Co₃2⁻), φωσφορικά (PO₄³⁻) και σουλφίδιο (S2⁻) είναι γενικά αδιάλυτα εκτός από εκείνα που περιέχουν κατιόντα ομάδας 1 και αμμωνίου.

Σημείωση: Αυτοί είναι γενικοί κανόνες και υπάρχουν εξαιρέσεις σε αυτούς. Είναι σημαντικό να συμβουλευτείτε έναν πίνακα διαλυτότητας ή μια αξιόπιστη πηγή για συγκεκριμένες λεπτομέρειες σχετικά με τη διαλυτότητα μιας δεδομένης ιοντικής ένωσης.