Навигация по таблицам
- Растворимость распространенных солей при разных температурах
- Произведения растворимости малорастворимых соединений
- Зависимость растворимости от температуры
- Классификация солей по растворимости
Растворимость распространенных солей при разных температурах (г/100г H₂O)
| Соль | Формула | 0°C | 20°C | 40°C | 60°C | 80°C | 100°C |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Хлорид натрия | NaCl | 35,6 | 35,9 | 36,4 | 37,1 | 38,1 | 39,2 |
| Хлорид калия | KCl | 28,0 | 34,2 | 40,1 | 45,8 | 51,3 | 56,0 |
| Сульфат натрия | Na₂SO₄ | 4,7 | 19,4 | 48,8 | 45,3 | 43,7 | 42,7 |
| Нитрат калия | KNO₃ | 13,9 | 31,6 | 61,3 | 106 | 169 | 245 |
| Хлорид кальция | CaCl₂ | 59,5 | 74,5 | 128 | 137 | 147 | 159 |
| Сульфат меди(II) | CuSO₄ | 14,3 | 20,7 | 28,5 | 40,0 | 55,0 | 75,4 |
| Хлорид алюминия | AlCl₃ | 43,9 | 45,8 | 47,3 | 48,1 | 48,6 | 49,0 |
| Нитрат аммония | NH₄NO₃ | 118 | 192 | 297 | 421 | 580 | 871 |
Произведения растворимости (ПР) малорастворимых соединений при 25°C
| Соединение | Формула | ПР (Кs) | Растворимость (моль/л) |
|---|---|---|---|
| Хлорид серебра | AgCl | 1,78 × 10⁻¹⁰ | 1,34 × 10⁻⁵ |
| Сульфат бария | BaSO₄ | 1,8 × 10⁻¹⁰ | 1,34 × 10⁻⁵ |
| Карбонат кальция | CaCO₃ | 4,4 × 10⁻⁹ | 6,6 × 10⁻⁵ |
| Гидроксид железа(III) | Fe(OH)₃ | 6,3 × 10⁻³⁸ | 2,0 × 10⁻¹⁰ |
| Сульфид цинка | ZnS | 1,2 × 10⁻²⁵ | 1,1 × 10⁻¹³ |
| Фосфат кальция | Ca₃(PO₄)₂ | 1,0 × 10⁻²⁵ | 3,4 × 10⁻⁶ |
| Йодид свинца(II) | PbI₂ | 8,7 × 10⁻⁹ | 1,3 × 10⁻³ |
| Гидроксид магния | Mg(OH)₂ | 6,8 × 10⁻¹² | 1,2 × 10⁻⁴ |
Типы зависимости растворимости от температуры
| Тип зависимости | Примеры солей | Характеристика | Тепловой эффект |
|---|---|---|---|
| Сильная положительная | KNO₃, NH₄NO₃, KBr | Резкое увеличение с температурой | Эндотермический |
| Слабая положительная | NaCl, KCl | Медленное увеличение | Слабо эндотермический |
| Отрицательная | Na₂SO₄·10H₂O, Ca(OH)₂ | Уменьшение с температурой | Экзотермический |
| Сложная (с максимумом) | Na₂SO₄, Li₂SO₄ | Максимум при определенной температуре | Изменение процесса растворения |
Классификация солей по растворимости в воде при 20°C
| Категория | Растворимость (г/100г H₂O) | Примеры | Обозначение в таблице |
|---|---|---|---|
| Хорошо растворимые | > 10 | NaCl, KNO₃, NH₄Cl | Р |
| Малорастворимые | 0,01 - 10 | CaSO₄, PbCl₂ | М |
| Практически нерастворимые | < 0,01 | BaSO₄, AgCl, CaCO₃ | Н |
| Разлагающиеся водой | - | Al₂S₃, Mg₃N₂ | Г |
Оглавление статьи
- Введение в теорию растворимости неорганических солей
- Факторы, влияющие на растворимость солей
- Влияние температуры на растворимость
- Произведения растворимости и их применение
- Практические расчеты растворимости
- Общие правила растворимости неорганических солей
- Кристаллизация и пересыщенные растворы
- Промышленное применение данных о растворимости
Введение в теорию растворимости неорганических солей
Растворимость неорганических солей в воде является одним из фундаментальных свойств, определяющих поведение химических соединений в водных системах. Растворимость количественно характеризует способность вещества образовывать однородные системы с растворителем при определенных условиях температуры и давления.
Современные исследования показывают, что растворимость солей определяется сложным взаимодействием различных факторов: энергии кристаллической решетки, энергии гидратации ионов, температуры, давления и присутствия других ионов в растворе. Понимание этих процессов критически важно для химической промышленности, аналитической химии, геохимии и многих других областей науки и технологии.
Теоретическая основа растворимости базируется на термодинамических принципах. Процесс растворения можно рассматривать как равновесие между твердой фазой соли и ее ионами в растворе. Это равновесие описывается константой равновесия, которая для малорастворимых соединений называется произведением растворимости.
Факторы, влияющие на растворимость солей
Растворимость неорганических солей зависит от множества взаимосвязанных факторов, каждый из которых может существенно влиять на конечный результат.
Природа растворяемого вещества и растворителя
Согласно принципу "подобное растворяется в подобном", полярные соли лучше растворяются в полярных растворителях. Вода, обладая высокой диэлектрической проницаемостью (ε = 81), эффективно сольватирует ионы, что способствует растворению ионных соединений.
ΔH_растворения = ΔH_разрушения решетки + ΔH_гидратации
где ΔH_разрушения решетки > 0 (эндотермический процесс)
ΔH_гидратации < 0 (экзотермический процесс)
Размер и заряд ионов
Растворимость существенно зависит от соотношения размеров катионов и анионов. Соли с большой разностью в размерах ионов обычно более растворимы. Высокозарядные ионы создают более прочные кристаллические решетки, что снижает растворимость.
Эффект одноименного иона
Присутствие в растворе ионов, одинаковых с ионами растворяемой соли, снижает ее растворимость в соответствии с принципом Ле Шателье.
Влияние температуры на растворимость
Температурная зависимость растворимости определяется термодинамическими характеристиками процесса растворения и может значительно различаться для разных типов солей.
Эндотермические процессы растворения
Большинство солей демонстрируют увеличение растворимости с ростом температуры. Это характерно для солей, растворение которых сопровождается поглощением тепла.
d(ln S)/dT = ΔH_растворения / (RT²)
где S - растворимость, ΔH - энтальпия растворения, R - газовая постоянная
Экзотермические процессы растворения
Некоторые соли, особенно кристаллогидраты, показывают обратную зависимость - растворимость уменьшается с ростом температуры. Классический пример - сульфат натрия декагидрат (Na₂SO₄·10H₂O).
Сложные температурные зависимости
Безводный сульфат натрия демонстрирует сложную зависимость с максимумом растворимости при 32,4°C. Это связано с изменением механизма растворения и образованием различных гидратированных форм при разных температурах.
Произведения растворимости и их применение
Произведение растворимости (ПР или Ksp) является количественной характеристикой растворимости малорастворимых электролитов. Это константа равновесия для процесса растворения осадка в насыщенном растворе.
MₐXᵦ(тв) ⇌ aM^n⁺ + bX^m⁻
ПР = [M^n⁺]ᵃ × [X^m⁻]ᵇ
Связь между ПР и растворимостью
Для соли типа MX: ПР = S², где S - молярная растворимость
Для соли типа MX₂: ПР = 4S³
Для соли типа M₃X₂: ПР = 108S⁵
ПР(AgCl) = 1,78 × 10⁻¹⁰
S = √ПР = √(1,78 × 10⁻¹⁰) = 1,34 × 10⁻⁵ моль/л
Растворимость в г/л = 1,34 × 10⁻⁵ × 143,3 = 1,92 × 10⁻³ г/л
Применение ПР в аналитической химии
Произведения растворимости широко используются для:
Расчета полноты осаждения - определения условий количественного выделения ионов из раствора. Выбора оптимальных условий разделения - подбора pH и концентраций реагентов для селективного осаждения. Прогнозирования образования осадков - сравнения произведения концентраций с ПР.
Практические расчеты растворимости
Практические расчеты растворимости включают различные типы задач, от простых определений растворимости до сложных равновесий в многокомпонентных системах.
Расчет растворимости в присутствии одноименного иона
ПР(PbCl₂) = 1,7 × 10⁻⁵
PbCl₂ ⇌ Pb²⁺ + 2Cl⁻
[Pb²⁺] = S, [Cl⁻] = 2S + 0,1
Поскольку 0,1 >> 2S, то [Cl⁻] ≈ 0,1
ПР = S × (0,1)² = 1,7 × 10⁻⁵
S = 1,7 × 10⁻³ моль/л
Расчет pH начала осаждения гидроксидов
Для определения условий осаждения гидроксидов металлов используется связь между ПР и концентрацией OH⁻ ионов.
ПР = [Fe³⁺][OH⁻]³ = 6,3 × 10⁻³⁸
При [Fe³⁺] = 0,01 М:
[OH⁻] = ∛(6,3 × 10⁻³⁸ / 0,01) = 1,85 × 10⁻¹² М
pOH = 11,7, pH = 2,3
Влияние комплексообразования на растворимость
Образование комплексных ионов может существенно увеличить растворимость. Например, AgCl растворяется в растворе аммиака за счет образования [Ag(NH₃)₂]⁺.
Общие правила растворимости неорганических солей
Систематизация данных о растворимости позволила сформулировать эмпирические правила, облегчающие прогнозирование растворимости солей без обращения к справочным данным.
Всегда растворимые соли
Нитраты - все соли азотной кислоты растворимы без исключений. Соли щелочных металлов - соединения Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺ практически всегда растворимы. Соли аммония - NH₄⁺ ведет себя подобно щелочным металлам. Ацетаты - соли уксусной кислоты, за редкими исключениями, растворимы.
Обычно растворимые соли с исключениями
Хлориды, бромиды, йодиды - растворимы, кроме соединений Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺. Сульфаты - растворимы, кроме BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄, CaSO₄ (малорастворим). Сульфиты и тиосульфаты - растворимы, кроме солей щелочноземельных металлов и тяжелых металлов.
Обычно нерастворимые соли
Карбонаты - нерастворимы, кроме солей щелочных металлов и аммония. Фосфаты - нерастворимы, кроме солей щелочных металлов и аммония. Сульфиды - нерастворимы, кроме сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов. Гидроксиды - нерастворимы, кроме щелочей и Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂ (малорастворимы).
Кристаллизация и пересыщенные растворы
Процессы кристаллизации тесно связаны с растворимостью и имеют большое практическое значение для получения чистых веществ и управления составом растворов.
Механизм кристаллизации
Кристаллизация происходит в две стадии: зародышеобразование и рост кристаллов. Скорость каждой стадии зависит от степени пересыщения, температуры, присутствия примесей и интенсивности перемешивания.
σ = (C - C_s) / C_s
где C - текущая концентрация, C_s - концентрация насыщенного раствора
Виды пересыщенных растворов
Лабильные - неустойчивые растворы, в которых самопроизвольно начинается кристаллизация. Метастабильные - относительно устойчивые пересыщенные растворы, кристаллизация начинается при внесении центров кристаллизации. Стабильные - насыщенные растворы в равновесии с твердой фазой.
Практическое применение кристаллизации
Управление процессами кристаллизации позволяет:
Получать вещества высокой чистоты путем многократной перекристаллизации. Контролировать размер и форму кристаллов изменением условий кристаллизации. Разделять смеси веществ, используя различия в растворимости. Извлекать ценные компоненты из природных и промышленных растворов.
Промышленное применение данных о растворимости
Знание закономерностей растворимости неорганических солей критически важно для многих отраслей промышленности и научных исследований.
Химическая промышленность
В производстве неорганических соединений данные о растворимости используются для:
Оптимизации процессов синтеза - выбора оптимальных концентраций реагентов и температурных режимов. Проектирования процессов разделения - кристаллизации, экстракции, ионного обмена. Контроля качества продукции - определения содержания примесей и степени чистоты.
Водоподготовка и экология
В системах водоподготовки знание растворимости солей позволяет:
Предотвращать образование накипи и отложений в теплообменном оборудовании. Рассчитывать дозировки реагентов для умягчения и обессоливания воды. Прогнозировать поведение загрязнителей в природных водах. Проектировать системы очистки сточных вод от тяжелых металлов.
Для удаления Ca²⁺ и Mg²⁺ в виде малорастворимых гидроксидов необходимо поддерживать pH > 10,5. При этом концентрация остаточного кальция не превышает 20 мг/л, что соответствует требованиям для питьевой воды.
Геохимия и минералогия
В геохимических исследованиях данные о растворимости используются для:
Моделирования процессов выветривания горных пород. Прогнозирования миграции элементов в природных водах. Интерпретации условий образования минеральных месторождений. Оценки экологических последствий разработки месторождений.
Аналитическая химия
В аналитической практике растворимость определяет:
Выбор методов пробоподготовки и растворения образцов. Условия количественного осаждения определяемых компонентов. Возможности разделения и концентрирования аналитов. Пределы обнаружения различных методов анализа.
Часто задаваемые вопросы (FAQ)
1. Справочник химика (под ред. Никольского Б.П.) - М.: Химия, 1971
2. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии - М.: Химия, 1989
3. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 104th Edition, 2023
4. Краткий справочник физико-химических величин (под ред. Равделя А.А. и Пономаревой А.М.) - СПб.: Иван Федоров, 2003
5. Dean J.A. Lange's Handbook of Chemistry, 15th Edition - McGraw-Hill, 1999
6. Химическая энциклопедия в 5 томах - М.: Большая российская энциклопедия, 1995
