Растворимость — это максимальное количество вещества, которое может раствориться в данном объёме растворителя при определённой температуре, образуя насыщенный раствор. Растворение и выпадение осадка подчиняются принципам химического равновесия. Насыщенный раствор характеризуется динамическим равновесием между процессами растворения и кристаллизации вещества: скорость растворения равна скорости образования осадка.
Для неэлектролитов равновесие растворимости выражается через концентрацию вещества в насыщенном растворе:
$$ S = \frac{n_{\text{раств}}}{V_{\text{р-ля}}} $$
где S — растворимость, nраств — количество вещества, растворённого в объёме Vр-ля.
Для электролитов, особенно с образованием малорастворимых солей, используется произведение растворимости (Ksp), отражающее равновесие между ионами в растворе и кристаллическим осадком.
$$ \ce{A_mB_n (s) <=> m A^{n+} + n B^{m-}} $$
Ksp = [An+]m[Bm−]n
где [An+] и [Bm−] — равновесные концентрации ионов в насыщенном растворе.
Осадок образуется, когда раствор становится перенасыщенным, то есть концентрация ионов превышает растворимость:
Q = [An+]m[Bm−]n > Ksp
где Q — ионный произведение. При Q < Ksp раствор ненасыщен, и осадок не образуется. При Q = Ksp раствор находится в состоянии насыщения, а динамическое равновесие сохраняется.
Растворимость большинства твёрдых веществ увеличивается с ростом температуры, что объясняется эндотермическим характером растворения. Исключение составляют некоторые соли, например, $\ce{Na2SO4}$, для которых растворимость достигает максимума при определённой температуре и затем уменьшается. Растворимость газов уменьшается с ростом температуры, так как растворение газов обычно сопровождается выделением тепла.
Эффект общих ионов: добавление в раствор ионов, присутствующих в насыщенном растворе, уменьшает растворимость соли. Если в раствор $\ce{AgCl}$ добавить $\ce{NaCl}$, концентрация $\ce{Cl^-}$ увеличивается, что уменьшает растворимость $\ce{AgCl}$ согласно принципу Ле Шателье.
Ионная сила раствора также влияет на растворимость электролитов: повышение ионной силы часто увеличивает растворимость малорастворимых солей за счёт ослабления электростатических взаимодействий между ионами в твёрдой фазе.
Для соли $\ce{MxAy}$, образующейся по реакции $\ce{MxAy (s) <=> x M^{y+} + y A^{x-}}$, растворимость S в молях на литр можно найти из уравнения:
Ksp = [My+]x[Ax−]y = (xS)x(yS)y
$$ S = \left(\frac{K_{sp}}{x^x y^y}\right)^{1/(x+y)} $$
Определение предельной концентрации ионов позволяет прогнозировать, будет ли осадок выпадать при смешении растворов. Если после смешивания концентрации ионов превышают Ksp, начинается кристаллизация.
Растворимость солей может значительно меняться под действием кислот или комплексообразующих агентов. Например, $\ce{AgCl}$ растворяется в растворе аммиака за счёт образования комплекса:
$$ \ce{AgCl (s) + 2 NH3 <=> [Ag(NH3)2]^+ + Cl^-} $$
Реакции комплексообразования смещают равновесие, увеличивая растворимость малорастворимых солей.
Хотя термодинамически возможен переход к насыщенному состоянию, образование осадка может быть замедлено кинетически, особенно при небольшом превышении концентрации. Кристаллизация требует зарождения кристаллического ядра, а его образование может быть ограничено при низкой концентрации или высокой вязкости раствора.
Ключевые моменты: