Lahustuvus

Allikas: Vikipeedia

Lahustuvuseks nimetatakse tahke, vedela või gaasilise aine ehk solvaadi omadust moodustada tahke, vedela või gaasilise solvendiga homogeenne lahus. Fundamentaalselt sõltub aine lahustuvus kasutatavast solvendist kui ka temperatuurist ja rõhust. Maksimaalne lahustuvus spetsiifilises solvendis määratakse küllastuskontsentratsioonina ehk kontsentratsioon, mil soluudi lisamisel ei tõuse enam lahuse kontsentratsioon (küllastunud lahus).

Tavaliselt on lahustiks vedelik, mis esineb kas puhtana või solventide seguna. Esineb ka tahkeid lahuseid, harvadel kordadel aga ka vedeliku lahuseid gaasis.

Lahustuvuse kvantitatiivseks mõõduks nimetatakse suurimat aine kogust, mis võib lahustuda kindlas lahusti (või lahuse) koguses (kindlal temperatuuril). Põhiühik on g/100 g lahustis.

Eristatakse hästilahustuvaid aineid (lahustuvus tavatingimustes > 1 g/100 cm3[1]), vähelahustuvaid aineid (lahustuvus 0,1–1 g/100 cm3[1]) ja rasklahustuvaid aineid (lahustuvus < 0,1 g/100 cm3[1]). Mõnikord räägitakse ka praktiliselt mittelahustuvast ainest, mis lahustub nii vähe, et nt keemilises analüüsis selle aine lahustuvust ei arvestata.

Lahustuvuse ulatus varieerub lõpmatuseni lahustuvast[2] , näiteks nagu etanool vees, kuni vähelahustuvani, näiteks nagu hõbekloriid vees. Terminit mittelahustuv kasutatakse tihti kirjeldamaks vähelahustuvaid või väga vähelahustuvaid ühendeid.

Kindlate tingimuste korral võib lahustuvuse tasakaalu ületada ning valmistada nii-öelda superküllastunud lahuse, mis on metastabiilne[3] ehk süsteem, mis on kauapüsiv, kuid siiski vähem stabiilne kui süsteemi kõige stabiilsem olek.

Lahustuvust ei tohi segamini ajada aine omadust seguneda või veelduda, kuna lahus võib esineda mitte ainult ainete kokkusegamisel vaid ka keemilise reaktsiooni tõttu. Näiteks tsink on vesinikkloriidhappes mittelahustuv, kuid lisades tsinki happe lahusesse toimub keemiline reaktsioon ning moodustub tsinkkloriid mis on happes lahustuv. Üldiselt ei mõjuta osakese suurus ega teised kineetilised faktorid lahustuvust – isegi suured osakesed lahustuvuad pika aja möödudes.


IUPACi definitsioon[muuda | redigeeri lähteteksti]

IUPACi definitsiooni kohaselt[4] on lahustuvus küllastunud lahuse analüütiline koostis väljendatult mingi kindla soluudi hulgana mingis kindlas solvendis. Lahustuvus võib olla esitatud kontsentratsiooniühikutes nagu näiteks molaalsus, molaarsus, moolmurd või mingi muu ühikuga.

Molekulaarsel tasandil[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lahustuvus esineb dünaamilise tasakaaluna, mis tähendab, et samal ajal on tasakaalus solvatatsioon ning desolvatatsioon. Tasakaal püstitub kui mõlemad protsessid on saavutanud võrdse kiiruse.

Lahustuvust mõjutavad tegurid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Ühe aine teises lahustumine on määratud intermolekulaarsete jõudude poolt soluudi ning solvendi vahel ja entroopia poolt, mis solvatatsiooniga kaasneb. Tegurid nagu temperatuur ning rõhk mõjutavad seda tasakaalu, seega mõjutavad ka lahustuvust.

Lahustuvus võib ka suuresti sõltuda teiste molekulide olemasolust solvendis, näiteks komplekse moodustavate ligandide juuresolekul. Lahustuvus sõltub ka solventide ioontugevusest.

Metastabiilse lahustuvse korral sõltub see ka kristalli või tilga füüsilisest suurusest (rangelt võttes soluudi molekulaarpindalast). Mida rohkem on kristallis defekte, seda suurem võib olla lahustuvus ning võib kristalli ebakorrapära kasvades ka kasvada. Need efektid esinevad kuna lahustuvuskonstant on seotud kristalli Gibbsi energiaga. Praktikas on need efektid, mida on raske mõõta, aga ebatähtsad, kuna mõju on lahustuvusele on väike.

Temperatuur[muuda | redigeeri lähteteksti]

Mingi kindla soluudi lahustuvus mingis kindlas lahustis sõltub üldiselt temperatuurist. Paljude tahkiste korral, mis on vedelas vees lahustatud, lahustuvus kasvab temperatuuriga kuni 100 °C-ni.[5] Ioonsete ainete lahustuvus kipub vedelas vees kõrgetel temperatuurildel vähenema kuna vee struktuur ning omadused muutuvad kõrgel temperatuuril. Väiksem dielektriline konstant tähendab vähem polaarset lahustit.

Gaasilised soluudid käituvad palju keerukamalt temperatuuri tõustes. Üldiselt temperatuuri tõustes gaaside lahustuvus vees kahaneb, kuid kasvab orgaanilistes solventides[6].

Graafikul on näha lahustuvuskõverad mõnede tüüpiliste anorgaaniliste soolade korral neid vees lahustades ning temperatuuri tõstes.[7]. Paljud soolad käituvad baariumnitraadi sarnaselt ning temperatuuri tõustes kasvab ka lahustuvus märgatavalt.

Erinevate soolade vees lahustuvuse sõltuvus temperatuurist

Mõned soluudid (näiteks naatriumkloriid vees) näitavad lahustuvust mis on temperatuurist sõltumatu. Mõnede üksikute soolade lahustuvus vees, näiteks tseerium(III)sulfaat, kahaneb temperatuuri tõustes. Mõnikord on märgata veel keerukamat mustrit aine käitumises. Näiteks naatriumsulfaadi korral, kus vähem lahustuv dekahüdraadi kristall kaotab kristallvee 32 °C juures ning moodustab rohkem lahustuva anhüdriidse vormi.

Orgaaniliste ühendite lahustuvuses on peaaegu alati märgata kasvu kui ka temperatuur kasvab. Ümberkristalliseerimise võte, mida kasutatakse tahkete ainete puhastamiseks, kasutab just seda omadust ning sõltub soluudi lahustuvusest külmas ning kuumas solvendis. Esineb ka mõni erand, näiteks kindlad tsükloamüloosid[8].

Rõhk[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kondenseeritud faaside korral (tahkised ja vedelikud) on lahustuvuse sõltuvus rõhust nõrk ning tavaliselt seda praktikas ei arvestata. Eeldades, et tegemist on ideaalse lahusega, saab seda sõltuvust esitada järgmiselt:


\left(\frac{\partial ln N_i}{\partial P}\right) = \left(\frac{V_i,aq - V_i,cr}{RT}\right)

kus i tähistab komponente, Ni on komponendi i moolmurd, P on rõhk ning indeks T viitab konstantsele temperatuurile, Vi,aq on partsiaalne molaarruumala komponendil i lahuses, Vi,cr on partsiaalne molaarruumala komponendil i lahustuval tahkisel ja R on universaalne gaasikonstant[9].

Gaaside lahustuvus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Solventides gaaside lahustuvust arvuliselt määrates kasutatakse Henry seadust. Gaasi lahustuvus solvendis on proportsioonis selle gaasi osarõhuga solvendi koha. Suhe kirjutatakse nii:


p = k_H c

kus kH on temperatuurist sõltuv konstant ehk Henry konstant (näiteks 769,2 L*atm/mol hapniku jaoks vees temperatuuril 298K) , p on osarõhk (atm) ja c on lahustunud gaasi kontsentratsioon vedelikus (mol/L)

Gaaside lahustuvuse arvväärtus määratakse vahepeal ka kasutades Bunseni lahustuvuse koefitsienti.

Kui solvendis on mullid, ei sõltu gaasi lahustuvus mullide raadiusest mitte mingil muul moel kui ainult mulli raadiuse mõjust rõhule.

Henry seadus kehtib gaasidele mille osakesed ei liigistu lahustamisel. Sievertsi seadus kehtib kui selline nähtus esineb.

Polaarsus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lahustuvuse ennustamiseks kasutatakse populaarset aforismi: sarnane lahustab sarnast[10]. See lause näitab, et solvaat lahustub kõige paremini solvendis millel on sarnane struktuur solvaadiga. Solvendi üleüldine solvatatsioonivõime sõltub peamiselt tema polaarsusest. Näiteks on uurea, väga polaarne solvaat (hüdrofiilne), väga hästi lahustuv polaarses vees, kuid vähem lahustuv vähempolaarses metanoolis ning peaaegu lahustumatu mittepolaarsetes solventides nagu benseen. Teisalt aga mittepolaarne solvaat naftaleen ei lahustu vees, kuid väga hästilahustuv mittepolaarses benseenis[11].

Segunemise entroopia soodustab lahustuvust ning sõltub lahustumisentalpiast ja hüdrofoobsest efektist.

Sünteetikud kasutavad ära erinevusi lahustuvustes, et eraldada ning puhastada ühendeid reaktsioonisegudest kasutades vedelik-vedelik ekstraheerimist.

Lahustuvuse arvväärtuse määramine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lahustuvust väljendatakse tavaliselt kontsentratsioonina; näiteks g solvaati kg solvendi kohta, g solvaati dL (100mL) solvendi kohta, molaarsus, molaalsus, moolimurd jne.

Kirjeldamaks iooniliste ühendite küllastunud lahuseid, millel on võrdlemisi madal lahustuvus, kasutatakse lahustuvuskonstante. Lahustuvuskonstant on erijuht tasakaalukonstandist mis kirjeldab tasakaalu lahustunud ioonide ning mittelahustnud soola vahel. Lahustuvuskonstanti saab ka tagurpidi kasutada ehk soola moodustumisel. Nagu ka teiste konstantide korral on temperatuuril neile mõju ning võivad konstandi numbrilist väärtust mõjutada. Lahustuvuskonstant ei ole nii lihtsasti võetav nagu lahustuvus, kuid konstandi väärtus on üldjuhul sõltumatu teistest iooniliikidest solvendis.

Flory-Hugginsi lahuseteooria on teoreetiline mudel kirjeldamaks polümeeride lahustuvust. Hanseni lahustuvusparameetrid ning Hildebrandi lahustuvusparmeetrid on empiirilised meetodid lahustuvuse ennustamiseks. Samuti on lahustuvust võimalik ennustada teiste füüsikaliste konstantide kaudu nagu näiteks sulamisentalpia.

Lahustumisega seotud energia esitatakse üldiselt mooli solvaadi kohta lahuseentalpiana.

Kasutusalad[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lahustuvusel on põhjapanev tähtsus teaduslikes põhitõdedes ja praktilistes töödes. Seda kasutatakse näiteks maakidei töötlemises, ravimite kasutamises ja väljatöötamises ning ka putukatõrje transpordis.

Lahustuvuse kohta öeldakse, et see on „aine karakteristlik omadus“ mis tähendab, et lahustuvust kasutatakse kui on tarvis kirjeldada mingit teist ainet. Näiteks kui kirjeldatakse aine polaarsust, et teda eristada teistest aintest ning anda aimu tema kasutusaladest.

Aine lahustuvust teada on kasulik kui eraldatakse segusid. Näiteks, soola (naatriumkloriid) ja ränioksiidi segu võime eraldada lahustades soola vees ning filtrides vees lahustumatu ränidioksiiidi. Keemiliste ühendite sünteesis on kasulik teada produkti suhtelist lahustuvust sõltumata kas laboris milligrammide kaupa sünteesides või tehases tonnide kaupa valmistades. Samuti tuleb kasuks teada reageerimata reagentide ning vaheproduktide lahustuvusi.

Näiteks võib tuua bensoehappe sünteesi fenüülmagneesiumbromiidist ja kuivast jääst. Bensoehape on rohkem lahustuv orgaanilistes solventides nagu diklorometaan või dietüüleeter ning kui hapet jaotuslehtris koos solvendiga raputada, lahustub ta paremini orgaanilises kihis. Teised reaktsiooniproduktid jaotuvad veekihti, mis näitab, et eraldamisel põhinev lahustuvus on saavutatud. Seda võtet nimetatakse vedelik-vedelik ekstraheerimiseks ning on oluline sünteesimise keemias.

Vaata ka[muuda | redigeeri lähteteksti]

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. 1,0 1,1 1,2 Tamm, L., Tamm, T. & A. Tuulmets, 2009. Keemia mõisted gümnaasiumile (eesti-vene-eesti sõnastik). Tartu Ülikooli Kirjastus.
  2. Clugston M. and Fleming R. (2000). Advanced Chemistry (1st ed.). Oxford: Oxford Publishing. p. 108.
  3. "Cancerweb.ncl.ac.uk: from Online Medical Dictionary, University of Newcastle Upon Tyne"
  4. IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book"). Compiled by A. D. McNaught and A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). XML on-line corrected version: http://goldbook.iupac.org (2006–) created by M. Nic, J. Jirat, B. Kosata; updates compiled by A. Jenkins. ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook. http://goldbook.iupac.org/S05740.html
  5. John W. Hill, Ralph H. Petrucci, General Chemistry, 2nd edition, Prentice Hall, 1999.
  6. John W. Hill, Ralph H. Petrucci, General Chemistry, 2nd edition, Prentice Hall, 1999.
  7. Handbook of Chemistry and Physics (27th ed.). Cleveland, Ohio: Chemical Rubber Publishing Co.. 1943
  8. Salvatore Filippone, Frank Heimanna and André Rassat (2002). "A highly water-soluble 2+1 b-cyclodextrin–fullerene conjugate". Chem. Commun. 2002: 1508–1509.
  9. E.M.Gutman (1994). Mechanochemistry of Solid Surfaces. World Scientific Publishing Co..
  10. Kenneth J. Williamson (1994). Macroscale and Microscale Organic Experiments (2nd ed.). Lexington, Mass.: D. C, Heath. p. 40. ISBN 0-669-19429-8.
  11. Merck Index (7th ed.). Merck & Co.. 1960.