LÖSLIGHET

De olika salterna (jonföreningarna) löser sig olika lätt i vatten – och somliga gör det inte alls. Detta kan visas i tabellform som här, eller i form av hur många gram av saltet som kan lösas i en viss volym vatten.
Ett exempel på en lättlöslig jonförening är vanligt bordssalt (NaCl), där det går att lösa 360 g i en liter vatten. Silverklorid är svårlösligt, där det endast går att lösa 0,002 g per liter vatten.

Definitioner:
Olösligt ( OL ) <0,1 g/100 ml vatten                 Delvis lösligt ( DL) 0,1 - 1 g/100 ml vatten                   Lösligt ( L ) >1 g/100 ml vatten

Med hjälp av tabellen ovan kan man lista ut vad det blir för fällning om man blandar vattenlösningar av olika metallsalter.
Observera att:

  • Alkalimetallernas föreningar är nästan alltid lättlösliga (med undantag för litiumfosfat).
  • Det finns inga svårlösliga nitrater.
  • Föreningar med ammonium som positiv jon är alltid lättlösliga.
  • Lösligheten avser rumstempererat vatten. Föreningar som är svårlösliga vid 20° C kan vara betydligt mer lösliga i varmt vatten. Observera att tabellen är en grov sammanställning. Det finns mer exakta sätt att ange lösligheten för en jonförening.

Varför är det så stor skillnad på lösligheten?

Förklaringen till att vissa salter inte löses i vatten kan vara att jonerna binds till varandra så starkt att vattenmolekylerna inte klarar av att bryta dessa bindningar. Men det kan också vara så att vattenmolekylerna inte attraheras tillräckligt av de olika jonerna utan de binder sig hellre till andra vattenmolekyler. Det finns olika förklaringar till detta, men för att förstå detta måste man ha koll på hur kemisk bindning fungerar. Det kan därför vara bra att repetera föregående avsnitt först innan du läser vidare.

Lösligheten hos olika jonföreningar beror på jonbindningens styrka, vilken påverkas av:
Jonernas laddningar – joner med högre laddning attraherar varandra starkare. Jämför natriumklorid och aluminiumfosfat!
Jonernas storlek – hos små joner befinner de negativa respektive positiva laddningarna nära varandra och då ökar attraktionskraften mellan dem.

Lösligheten beror också på hur väl vattenmolekylerna kan tränga in i jonkristallerna och bryta upp bindningarna där. Vatten-molekylerna är dipoler, som hålls ihop av relativt starka vätebindningar (en typ av dipol-dipol-bindning – se föregående avsnitt). Om vattenmolekylerna ska överge dessa vätebindningar måste de attraheras tillräckligt mycket av jonerna i saltet så att det bildas starka jon-dipolbindningar.

Ett tydligt exempel är NaCl och AgCl – det första mycket lösligt och det andra i stort sett olösligt. Varför denna skillnad? Om vi använder tabellen över elektronegativitet i föregående avsnitt ser vi följande:

Na = 0,9
Cl = 3,0
Ag = 1,9

Skillnaden i elektronegativitet i NaCl blir därför 2,1 (3,0 - 0,9) men hos AgCl bara 1,1 (3,0 - 1,9). Skillnaden i elektronegativitet visar att NaCl faller inom definitionen för en jonförening (se avsnittet Kemisk bindning), men silverklorid liknar mer en polär kovalent bindning än en tydlig jonförening. Hos silverklorid har jonerna därför inte tydliga laddningar som gör att vattenmolekylerna attraheras dit.