溶解性に影響する因子

イオン性化合物の溶解度は、溶液中に存在する他の溶質によって異なります。溶質は、化合物に共通のイオンであってもよいし、酸または塩基であってもよい。したがって、溶解度に影響を与える2つの主要な要因は、一般的なイオン効果と溶液のpHです。

塩化鉛(II)を塩化ナトリウムの溶液に添加すると、両方の塩が水中でイオン化し、ナトリウムと鉛のカチオン、および一般的な陰イオンである塩化物が生成されます。

溶液中の塩化物イオンは、塩化ナトリウムの完全なイオン化と塩化鉛(II)の部分的なイオン化の両方から生じるため、それらの濃度はナトリウムイオンまたは鉛イオンの濃度よりも高くなります。

これを補うために、溶液中の固体塩化鉛(II)とそのイオンとの間の平衡は未解離塩にシフトし、より多くの塩化鉛(II)が溶解しないままになります。

したがって、一般的なイオンの存在は、難溶性物質の溶解度を低下させます。

たとえば、0.100モルの塩化ナトリウム溶液中の塩化鉛(II)のモル溶解度xは、ICEテーブルから計算できます。

溶液中の鉛(II)イオンの初期濃度はゼロですが、塩化物は0.100モルです。

塩化鉛(II)の各分子は、1つの鉛イオンと2つの塩化物イオンに解離します。したがって、鉛イオンの濃度の変化は+x、塩化物の濃度の変化は+2xになります。

鉛イオンの平衡濃度はxになりますが、塩化物イオンの場合は2xと0.100の合計になります。

25°Cでは、塩化鉛(II)のK_spの値は^10-5×1.17であり、平衡発現は鉛イオンと塩化物イオンの平衡濃度の積であり、x(2x + 0.100)²です。

K_spが小さいため、2x は 0.100 モルよりはるかに小さく、その合計は 0.100 モルに近似できます。

式に代入すると、1.17 × 10⁻⁵ = x(0.100)² が得られます。

xを解くと、0.100モルの塩化ナトリウム溶液中の塩化鉛(II)のモル溶解度は1.17×^10-3モルです。

塩化鉛(II)の水中への溶解度が1.43 × ^10-2モルであるのに対し、共通イオンは塩化鉛(II)の溶解度を12倍低下させます。

化合物の溶解度は、溶液のpHによっても影響を受ける可能性があります。

水酸化カルシウムがカルシウムイオンと水酸化物に部分的に解離することを考えてみましょう。pHが上昇すると、たとえば水酸化カリウムを添加することにより、一般的な水酸化物イオンは水酸化カルシウムの溶解度を低下させます。

逆に、塩酸を添加するなどしてpHを下げると、プロトンが水酸化物イオンと結合し、溶液中の水酸化物イオンの濃度が低下します。

その後、水酸化カルシウムの溶解度平衡は生成物にシフトし、酸性溶液への溶解度が増加します。