Hoofd factoren die de oplosbaarheid beïnvloeden Het zijn polariteit, gemeenschappelijk ioneneffect, temperatuur, druk, aard van de opgeloste stof en mechanische factoren. Oplosbaarheid is het vermogen van een vaste, vloeibare of gasvormige chemische stof (de opgeloste stof genoemd) om op te lossen in een oplosmiddel (meestal een vloeistof) en een oplossing te vormen..
De oplosbaarheid van een stof hangt voornamelijk af van het gebruikte oplosmiddel, maar ook van temperatuur en druk. De oplosbaarheid van een stof in een bepaald oplosmiddel wordt gemeten aan de hand van de concentratie van de verzadigde oplossing.
Een oplossing wordt als verzadigd beschouwd wanneer de toevoeging van extra opgeloste stof de concentratie van de oplossing niet langer verhoogt..
De mate van oplosbaarheid varieert sterk afhankelijk van de stoffen, van oneindig oplosbaar (volledig mengbaar), zoals ethanol in water, tot licht oplosbaar, zoals zilverchloride in water. De term "onoplosbaar" wordt vaak toegepast op slecht oplosbare verbindingen (Boundless, S.F.).
Bepaalde stoffen zijn in alle verhoudingen oplosbaar met een bepaald oplosmiddel, zoals ethanol in water, deze eigenschap staat bekend als mengbaarheid.
Onder verschillende omstandigheden kan de evenwichtsoplosbaarheid worden overschreden om een zogenaamde oververzadigde oplossing te geven (Solubility, S.F.).
In de meeste gevallen lossen opgeloste stoffen op in oplosmiddelen met een vergelijkbare polariteit. Chemici gebruiken een populair aforisme om deze eigenschap van opgeloste stoffen en oplosmiddelen te beschrijven: "like lost like".
Niet-polaire opgeloste stoffen lossen niet op in polaire oplosmiddelen en vice versa (Educating online, S.F.).
Het gewone ioneffect is een term die de afname van de oplosbaarheid van een ionische verbinding beschrijft wanneer een zout dat een ion bevat dat al in chemisch evenwicht bestaat, aan het mengsel wordt toegevoegd..
Dit effect wordt het best verklaard door het principe van Le Châtelier. Stel je voor dat de enigszins oplosbare ionische verbinding calciumsulfaat, CaSO4, wordt aan het water toegevoegd. De netto ionische vergelijking voor het resulterende chemische evenwicht is als volgt:
CaSO4 (s) ⇌Ca2 + (aq) + SO42− (aq)
Calciumsulfaat is slecht oplosbaar. Bij evenwicht bestaat het meeste calcium en sulfaat in de vaste vorm van calciumsulfaat..
Stel dat de oplosbare ionische verbinding kopersulfaat (CuSO4) werd aan de oplossing toegevoegd. Kopersulfaat is oplosbaar; Daarom is het enige grote effect op de netto ionvergelijking de toevoeging van meer sulfaationen (SO4twee-.
CuSO4 (s) ⇌Cu2 + (aq) + SO42− (aq)
Sulfaationen gedissocieerd van kopersulfaat zijn al aanwezig (gebruikelijk voor) in het mengsel door de lichte dissociatie van calciumsulfaat.
Daarom benadrukt deze toevoeging van sulfaationen het eerder vastgestelde evenwicht.
Het principe van Le Chatelier dicteert dat de extra spanning aan deze kant van het evenwichtsproduct resulteert in de evenwichtsverschuiving naar de kant van de reactanten om deze nieuwe spanning te verlichten..
Door de verschuiving naar de reactantzijde wordt de oplosbaarheid van enigszins oplosbaar calciumsulfaat verder verminderd (Erica Tran, 2016).
Temperatuur heeft een direct effect op de oplosbaarheid. Voor de meeste ionische vaste stoffen verhoogt het verhogen van de temperatuur hoe snel de oplossing kan worden gemaakt.
Naarmate de temperatuur stijgt, bewegen de deeltjes van de vaste stof sneller, wat de kans vergroot dat ze in wisselwerking treden met meer deeltjes van het oplosmiddel. Dit resulteert in een toename van de snelheid waarmee een oplossing wordt geproduceerd..
De temperatuur kan ook de hoeveelheid opgeloste stof verhogen die in een oplosmiddel kan worden opgelost. Over het algemeen lossen meer opgeloste deeltjes op naarmate de temperatuur stijgt.
Het toevoegen van tafelsuiker aan water is bijvoorbeeld een gemakkelijke methode om een oplossing te vinden. Wanneer die oplossing wordt verwarmd en suiker wordt toegevoegd, blijkt dat er grote hoeveelheden suiker kunnen worden toegevoegd naarmate de temperatuur blijft stijgen..
De reden hiervoor is dat naarmate de temperatuur stijgt, de intermoleculaire krachten gemakkelijker kunnen breken, waardoor meer opgeloste deeltjes kunnen worden aangetrokken door de oplosmiddeldeeltjes..
Er zijn echter andere voorbeelden waarbij het verhogen van de temperatuur zeer weinig effect heeft op de hoeveelheid opgeloste stof die kan worden opgelost..
Tafelzout is een goed voorbeeld: je kunt bijna evenveel keukenzout oplossen in ijswater als in kokend water..
Voor alle gassen neemt de oplosbaarheid af naarmate de temperatuur stijgt. Kinetische moleculaire theorie kan worden gebruikt om dit fenomeen te verklaren..
Naarmate de temperatuur stijgt, bewegen de gasmoleculen sneller en kunnen ze uit de vloeistof ontsnappen. De gasoplosbaarheid neemt dan af.
Als we naar de onderstaande grafiek kijken, laat ammoniakgas, NH3, een sterke afname in oplosbaarheid zien naarmate de temperatuur stijgt, terwijl alle ionische vaste stoffen een toename in oplosbaarheid vertonen naarmate de temperatuur stijgt (CK-12 Foundation, S.F.).
De tweede factor, druk, beïnvloedt de oplosbaarheid van een gas in een vloeistof, maar nooit van een vaste stof die in een vloeistof oplost..
Wanneer er druk wordt uitgeoefend op een gas dat zich boven het oppervlak van een oplosmiddel bevindt, zal het gas het oplosmiddel binnendringen en een deel van de ruimtes tussen de oplosmiddeldeeltjes innemen..
Een goed voorbeeld is koolzuurhoudende soda. Er wordt druk uitgeoefend om de CO2-moleculen in de soda te dwingen. Het tegendeel is ook waar. Wanneer de druk van het gas afneemt, neemt ook de oplosbaarheid van dat gas af.
Wanneer een frisdrankblikje wordt geopend, daalt de druk in de frisdrank, waardoor het gas onmiddellijk uit de oplossing begint te komen.
Koolstofdioxide dat in de frisdrank is opgeslagen, komt vrij en je kunt het bruisen op het oppervlak van de vloeistof zien. Als je een blikje frisdrank een tijdje open laat staan, kan het zijn dat de drank plat wordt door het verlies van koolstofdioxide..
Deze gasdrukfactor wordt uitgedrukt in de wet van Henry. De wet van Henry stelt dat, bij een bepaalde temperatuur, de oplosbaarheid van een gas in een vloeistof evenredig is met de partiële druk van het gas boven de vloeistof..
Een voorbeeld van de wet van Henry komt voor bij het duiken. Wanneer een persoon in diep water duikt, neemt de druk toe en lossen meer gassen op in het bloed.
Bij het opstaan uit een duik in diep water, moet de duiker met een zeer lage snelheid terugkeren naar het wateroppervlak om alle opgeloste gassen zeer langzaam uit het bloed te laten ontsnappen..
Als een persoon te snel opstijgt, kan een medisch noodgeval optreden doordat gassen te snel het bloed verlaten (Papapodcasts, 2010).
De aard van de opgeloste stof en het oplosmiddel en de aanwezigheid van andere chemische verbindingen in de oplossing beïnvloeden de oplosbaarheid..
In water kan bijvoorbeeld meer suiker worden opgelost dan zout in water. In dit geval wordt gezegd dat suiker beter oplosbaar is.
Ethanol in water zijn volledig met elkaar oplosbaar. In dit specifieke geval is het oplosmiddel de verbinding die in de grootste hoeveelheid wordt aangetroffen.
De grootte van de opgeloste stof is ook een belangrijke factor. Hoe groter de opgeloste moleculen, hoe groter het molecuulgewicht en de grootte. Het is moeilijker voor oplosmiddelmoleculen om grotere moleculen te omringen.
Als alle bovengenoemde factoren worden uitgesloten, kan een algemene vuistregel worden gevonden dat grotere deeltjes over het algemeen minder oplosbaar zijn..
Als de druk en temperatuur hetzelfde zijn als tussen twee opgeloste stoffen met dezelfde polariteit, is degene met kleinere deeltjes meestal beter oplosbaar (Factors Affecting Solubility, S.F.).
In tegenstelling tot de oplossnelheid, die voornamelijk afhangt van de temperatuur, hangt de herkristallisatiesnelheid af van de opgeloste stofconcentratie op het oppervlak van het kristalrooster, wat de voorkeur heeft wanneer een oplossing onbeweeglijk is.
Daarom voorkomt agitatie van de oplossing deze accumulatie, waardoor het oplossen wordt gemaximaliseerd. (puntjes van verzadiging, 2014).
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.