Här är varför:
* gitterenergi: Detta är den energi som krävs för att bryta isär en mol av en fast jonisk förening i dess gasformiga joner. Det är ett mått på styrkan hos den elektrostatiska attraktionen mellan jonerna i kristallgitteret.
* hydreringsenergi: Detta är den energi som frigörs när en mol gasformiga joner löses i vatten för att bilda hydratiserade joner. Det representerar styrkan hos attraktionen mellan jonerna och vattenmolekylerna.
När en förening är olöslig i vatten:
* Gitterenergin är tillräckligt stark för att övervinna hydreringsenergin.
* Jonerna hålls så tätt i kristallgitteret att vattenmolekylerna inte effektivt kan bryta dem isär och bilda hydratiserade joner.
Exempel:
* Silverklorid (AGCL): Trots att de har en hög hydratiseringsenergi för både Ag+ och cl-joner är AgCl olöslig i vatten eftersom dess gitterenergi är ännu högre.
* bariumsulfat (BASO4): Detta är ett annat exempel på en förening med en hög gitterenergi och låg löslighet i vatten.
När en förening är löslig i vatten:
* Hydrationsenergin är större än gitterenergin.
* Vattenmolekyler kan effektivt bryta isär jonerna i kristallgitteret, bilda hydratiserade joner och lösa föreningen.
Undantag:
Även om det generellt är sant finns det några undantag från denna regel. I sällsynta fall kan en förening vara löslig även om dess gitterenergi är högre än dess hydratiseringsenergi. Detta kan uppstå på grund av faktorer som:
* entropiska effekter: Ökningen av entropi (störning) vid upplösning kan bidra till löslighet även om entalpinförändringen är ogynnsam.
* Komplexbildning: Jonerna kan bilda komplex med vattenmolekyler, vilket ytterligare bidrar till deras löslighet.
Sammanfattningsvis: Balansen mellan gitterenergi och hydratiseringsenergi bestämmer lösligheten för en jonisk förening. När gitterenergin är större är föreningen troligen olöslig, och när hydreringsenergin är större är föreningen troligen löslig.
