Равновесие растворимости - Solubility equilibrium

Равновесие растворимости это тип динамическое равновесие что существует, когда химическое соединение в твердом состоянии находится в химическое равновесие с решение этого соединения. Твердое вещество может растворяться без изменений при диссоциации или химической реакции с другим компонентом раствора, таким как кислота или щелочь. Каждое равновесие растворимости характеризуется температурно-зависимым произведение растворимости который функционирует как константа равновесия. Равновесия растворимости важны в фармацевтических, экологических и многих других сценариях.

Определения

Равновесие растворимости существует, когда химическое соединение в твердом состоянии находится в химическое равновесие с решение содержащий соединение. Этот тип равновесия является примером динамическое равновесие в том, что некоторые отдельные молекулы мигрируют между твердой фазой и фазой раствора, так что скорости растворение и осадки равны друг другу. Когда устанавливается равновесие, раствор называется насыщенным. В концентрация растворенного вещества в насыщенном растворе известен как растворимость. Единицы растворимости могут быть молярными (моль дм⁻³) или выражается как масса на единицу объема, например мкг / мл.⁻¹. Растворимость зависит от температуры. Раствор, содержащий более высокую концентрацию растворенного вещества, чем растворимость, называется перенасыщенный. Перенасыщенный раствор можно заставить прийти в равновесие путем добавления «затравки», которая может быть крошечным кристаллом растворенного вещества или крошечной твердой частицей, которая инициирует осаждение.

Существует три основных типа равновесия растворимости.

1. Простое растворение.
2. Растворение с реакцией диссоциации. Это характерно для соли. Константа равновесия в этом случае известна как произведение растворимости.
3. Растворение с реакцией ионизации. Это характерно для растворения слабые кислоты или же слабые базы в водных средах различной pH.

В каждом случае константа равновесия может быть определено как частное от виды деятельности. Эта константа равновесия равна безразмерный поскольку активность - безразмерная величина. Однако использование активности очень неудобно, поэтому константа равновесия обычно делится на коэффициент коэффициентов активности, чтобы получить частное от концентраций. Видеть равновесная химия # константа равновесия для подробностей. Более того, активность твердого тела по определению равна 1, поэтому в определяющем выражении она опускается.

Для химического равновесия

${\displaystyle \mathrm {A} _{p}\mathrm {B} _{q}\leftrightharpoons p\mathrm {A} +q\mathrm {B} }$

произведение растворимости, К_зр для соединения A_пB_q определяется следующим образом

${\displaystyle K_{sp}=[\mathrm {A} ]^{p}[\mathrm {B} ]^{q}}$

где [A] и [B] - концентрации A и B в насыщенный раствор. Произведение растворимости имеет функциональность, аналогичную константе равновесия, хотя формально K_зр имеет измерение (концентрация)^{р + д}.

Влияние условий

Температурный эффект

Растворимость чувствительна к изменениям в температура. Например, сахар лучше растворяется в горячей воде, чем в холодной. Это происходит потому, что продукты растворимости, как и другие типы констант равновесия, являются функциями температуры. В соответствии с Принцип Ле Шателье, когда процесс растворения эндотермический (поглощается тепло), растворимость увеличивается с повышением температуры. Этот эффект лежит в основе процесса перекристаллизация, который можно использовать для очистки химического соединения. Когда растворение экзотермический (выделяется тепло) растворимость уменьшается с повышением температуры.^[1] Сульфат натрия показывает возрастающую растворимость при температуре ниже примерно 32,4 ° C, но снижающуюся растворимость при более высокой температуре.^[2] Это потому, что твердая фаза - декагидрат (Na
₂ТАК
₄· 10H
₂О) ниже температуры перехода, но другой гидрат выше этой температуры.

Зависимость от температуры растворимости для идеального раствора (достигаемая для веществ с низкой растворимостью) дается следующим выражением, содержащим энтальпию плавления Δ_мH и мольная доля растворенного вещества при насыщении:

${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {{\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}}$

куда ${\displaystyle {\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }}$ это парциальная молярная энтальпия растворенного вещества при бесконечном разбавлении и ${\displaystyle H_{i,\mathrm {cr} }}$ энтальпия на моль чистого кристалла.^[3]

Это дифференциальное выражение для неэлектролита можно интегрировать в интервале температур, чтобы получить:^[4]

${\displaystyle \ln x_{i}={\frac {\Delta _{m}H_{i}}{R}}\left(1/T_{f}-1/T\right)}$

Для неидеальных растворов активность растворенного вещества при насыщении проявляется вместо растворимости мольных долей в производной относительно. температура:

${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln a_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {H_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}}$

Обычный ионный эффект

В обычный ионный эффект представляет собой эффект уменьшения растворимости одной соли, когда также присутствует другая соль, которая имеет общий ион. Например, растворимость хлорид серебра AgCl снижается, когда хлорид натрия, источник обычного хлорида иона, добавляется к суспензии AgCl в воде.^[5]

${\displaystyle \mathrm {AgCl(s)\leftrightharpoons Ag^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$

Растворимость, S, в отсутствие общего иона можно рассчитать следующим образом. Концентрации [Ag⁺] и [Cl⁻] равны, поскольку один моль AgCl диссоциирует на один моль Ag⁺ и один моль Cl⁻. Пусть концентрация [Ag⁺] (aq) обозначим через Икс.

${\displaystyle K_{sp}=\mathrm {[Ag^{+}][Cl^{-}]} =x^{2}}$

${\displaystyle x={\sqrt {K_{sp}}}}$

K_зр для AgCl равно 1.77×10⁻¹⁰ моль² дм⁻⁶ при 25 ° C, поэтому растворимость 1.33×10⁻⁵ моль дм⁻³.

Теперь предположим, что также присутствует хлорид натрия в концентрации 0,01 моль-дм3.⁻³. Растворимость, игнорируя любое возможное влияние ионов натрия, теперь рассчитывается по формуле

${\displaystyle K_{sp}^{'}=\mathrm {x(0.01+x)} }$

Это квадратное уравнение в Икс, что также равно растворимости.

${\displaystyle x^{2}+0.01x-K_{sp}^{'}=0}$

В случае хлорида серебра Икс² намного меньше 0,01Икс, поэтому этот термин можно игнорировать. Следовательно

Растворимость = ${\displaystyle K_{sp}^{'}={\frac {K_{sp}}{0.01}}}$ = 1.77×10⁻⁸ моль дм⁻³

значительное сокращение от 1.33×10⁻⁵ моль дм⁻³. В гравиметрический анализ для серебра снижение растворимости из-за общего ионного эффекта используется для обеспечения «полного» осаждения AgCl.

Эффект размера частиц

Для крупных монокристаллов определена термодинамическая константа растворимости. Растворимость будет увеличиваться с уменьшением размера частицы (или капли) растворенного вещества из-за дополнительной поверхностной энергии. Этот эффект обычно невелик, если частицы не становятся очень маленькими, обычно менее 1 мкм. Влияние размера частиц на константу растворимости можно количественно оценить следующим образом:

${\displaystyle \log(^{*}K_{A})=\log(^{*}K_{A\to 0})+{\frac {\gamma A_{\mathrm {m} }}{3.454RT}}}$

куда *K_А - константа растворимости для частиц растворенного вещества с молярной площадью поверхности А, *K_А→0 - константа растворимости вещества с молярной площадью поверхности, стремящейся к нулю (т. е. когда частицы большие), γ это поверхностное натяжение растворенной частицы в растворителе, А_м молярная площадь поверхности растворенного вещества (в м²/ моль), р это универсальная газовая постоянная, и Т это абсолютная температура.^[6]

Солевые эффекты

Солевые эффекты^[7] (засолка и высаливание ) относится к тому факту, что наличие соли, имеющей нет общего иона с растворенным веществом, оказывает влияние на ионная сила решения и, следовательно, на коэффициенты активности, так что константа равновесия, выраженная как коэффициент концентрации, изменяется.

Фазовый эффект

Равновесия определены для конкретного кристалла. фазы. Следовательно, ожидается, что произведение растворимости будет различным в зависимости от фазы твердого вещества. Например, арагонит и кальцит будут иметь разные продукты растворимости, даже если они имеют одинаковую химическую идентичность (карбонат кальция ). При любых данных условиях одна фаза будет термодинамически более стабильной, чем другая; следовательно, эта фаза образуется при установлении термодинамического равновесия. Однако кинетические факторы могут способствовать образованию неблагоприятного осадка (например, арагонита), который, как говорят, находится в метастабильный государственный.

В фармакологии метастабильное состояние иногда называют аморфным состоянием. Аморфные лекарства обладают более высокой растворимостью, чем их кристаллические аналоги, из-за отсутствия дальних взаимодействий, присущих кристаллической решетке. Таким образом, для сольватации молекул в аморфной фазе требуется меньше энергии. Эффект аморфной фазы по растворимости широко используется для повышения растворимости лекарств.^[8][9]

Эффект давления

Для конденсированных фаз (твердых и жидких) зависимость растворимости от давления обычно слабая и на практике ею обычно пренебрегают. Предполагая идеальное решение, зависимость может быть определена как:

${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial P}}\right)_{T}=-{\frac {{\bar {V}}_{i,\mathrm {aq} }-V_{i,\mathrm {cr} }}{RT}}}$

куда Икс_я мольная доля я-й компонент в растворе, п давление, Т абсолютная температура, ⁻V_{я, водн.} это частичный молярный объем из я-й компонент в растворе, V_{я, кр} парциальный молярный объем я-й компонент в растворяющемся твердом веществе, и р это универсальная газовая постоянная.^[10]

Зависимость растворимости от давления иногда имеет практическое значение. Например, обрастание атмосферными осадками нефтяных месторождений и скважин сульфат кальция (что снижает его растворимость при понижении давления) может со временем привести к снижению производительности.

Количественные аспекты

Простое растворение

Роспуск органическое твердое вещество можно описать как равновесие между веществом в твердой и растворенной формах. Например, когда сахароза (столовый сахар) образует насыщенный раствор

${\displaystyle \mathrm {C_{12}H_{22}O_{11}(s)\leftrightharpoons C_{12}H_{22}O_{11}} (aq)}$

Выражение равновесия для этой реакции, как и для любой химической реакции (продукты над реагентами), можно записать:

${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right\}}{\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(s)} \right\}}}}$

куда K^о называется термодинамической константой растворимости. Фигурные скобки указывают Мероприятия. Активность чистого твердого тела по определению есть единство. Следовательно

${\displaystyle K^{\ominus }=\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right\}}$

Активность вещества A в растворе может быть выражена как произведение концентрации [A] и коэффициент активности, γ. Когда K^о делится на γ, константа растворимости, K_s,

${\displaystyle K_{\mathrm {s} }=\left[\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right]\,}$

получается. Это эквивалентно определению стандартное состояние как насыщенный раствор, чтобы коэффициент активности был равен единице. Константа растворимости является истинной константой только в том случае, если на коэффициент активности не влияет присутствие любых других растворенных веществ, которые могут присутствовать. Единица измерения постоянной растворимости такая же, как и единица концентрации растворенного вещества. За сахароза K = 1,971 моль-дм⁻³ при 25 ° С. Это показывает, что растворимость сахарозы при 25 ° C составляет около 2 моль-дм3.⁻³ (540 г / л). Сахароза необычна тем, что при более высоких концентрациях она не легко образует перенасыщенный раствор, как большинство других углеводы.

Растворение с диссоциацией

Ионные соединения обычно диссоциировать на составляющие их ионы при растворении в воде. Например, для хлорид серебра:

${\displaystyle \mathrm {AgCl_{(s)}} \leftrightharpoons \mathrm {Ag_{(aq)}^{+}} +\mathrm {Cl_{(aq)}^{-}} }$

Выражение для константы равновесия для этой реакции:

${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\left\{{\ce {Ag+}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}\left\{{\ce {Cl-}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}}{\left\{{\ce {AgCl_{(s)}}}\right\}}}=\left\{{\ce {Ag+}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}\left\{{\ce {Cl-}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}}$

куда ${\displaystyle K^{\ominus }}$ - константа термодинамического равновесия, фигурные скобки - активность. Активность чистого твердого вещества по определению равна единице.

Когда растворимость соли очень низкая, коэффициенты активности ионов в растворе почти равны единице. Установив их фактически равными единице, это выражение сводится к произведение растворимости выражение:

${\displaystyle K_{{\ce {sp}}}=[{\ce {Ag+}}][{\ce {Cl-}}]=[{\ce {Ag+}}]^{2}=[{\ce {Cl-}}]^{2}.\,}$

Для солей 2: 2 и 3: 3, таких как CaSO₄ и FePO₄, общее выражение для произведения растворимости такое же, как для электролита 1: 1

${\displaystyle \mathrm {AB} \leftrightharpoons \mathrm {A} ^{p+}+\mathrm {B} ^{p-}}$

${\displaystyle K_{sp}=\mathrm {[A][B]} =\mathrm {[A]^{2}} =\mathrm {[B]^{2}} }$ (электрические заряды в общих выражениях опускаются для простоты обозначений)

С несимметричной солью, такой как Ca (OH)₂ выражение растворимости дается

${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}\leftrightharpoons {Ca}^{2+}+2OH^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {K_{sp}=[Ca][OH]^{2}} }$

Поскольку концентрация гидроксид-ионов в два раза превышает концентрацию ионов кальция, это сводится к ${\displaystyle \mathrm {K_{sp}=[Ca]^{3}} }$

В общем, при химическом равновесии

${\displaystyle \mathrm {A_{p}B_{q}\leftrightharpoons p{A}^{n+}+q{B}^{m-}} }$

${\displaystyle \mathrm {[B]={\frac {q}{p}}[A]} }$

и следующая таблица, показывающая взаимосвязь между растворимостью соединения и величиной произведения его растворимости, может быть получена.^[11]

Соль	п	q	Растворимость, S
AgCl Ca (SO4) Fe (PO4)	1	1	√Kзр
Na2(ТАК4) Са (ОН)2	2 1	1 2	${\displaystyle {\sqrt[{3}]{K_{{\ce {sp}}} \over 4}}}$
Na3(PO4) FeCl3	3 1	1 3	${\displaystyle {\sqrt[{4}]{K_{{\ce {sp}}} \over 27}}}$
Al2(ТАК4)3 Ca3(PO4)2	2 3	3 2	${\displaystyle {\sqrt[{5}]{K_{{\ce {sp}}} \over 108}}}$

Произведения растворимости часто выражаются в логарифмической форме. Таким образом, для сульфата кальция K_зр = 4.93×10⁻⁵, бревноK_зр = −4.32. Чем меньше значение или чем отрицательнее значение log, тем ниже растворимость.

Некоторые соли не полностью диссоциируют в растворе. Примеры включают MgSO₄, известный как Манфред Эйген присутствовать в морская вода как комплекс внутренней сферы и комплекс внешней сферы.^[12] Растворимость таких солей рассчитывается по методу, описанному в растворение с реакцией.

Гидроксиды

Произведение растворимости гидроксида иона металла, М^{п +}, обычно определяется следующим образом:

${\displaystyle \mathrm {M(OH)_{n}\leftrightharpoons \mathrm {M^{n+}+nOH^{-}} } }$

${\displaystyle K_{sp}=\mathrm {[M^{n+}][OH^{-}]^{n}} }$

Однако компьютерные программы общего назначения предназначены для использования концентраций ионов водорода с альтернативными определениями.

${\displaystyle \mathrm {M(OH)_{n}+nH^{+}\leftrightharpoons M^{n+}+nH_{2}O} }$

${\displaystyle K_{sp}^{*}=\mathrm {[M^{n+}][H^{+}]^{-n}} }$

Для гидроксидов продукты растворимости часто даются в модифицированной форме, K*_зр, используя концентрацию ионов водорода вместо концентрации гидроксид-иона. Эти два значения связаны между собой самоионизация постоянная для воды, K_ш.^[13]

${\displaystyle K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]}$

${\displaystyle K_{sp}^{*}={\frac {K_{sp}}{(K_{w})^{n}}}}$

${\displaystyle LgK_{sp}^{*}=lgK_{sp}-nLgK_{w}}$

Например, при температуре окружающей среды для гидроксида кальция Ca (OH)₂, lg K_зр составляет ок. −5 и lg K*_зр ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.

Растворение с реакцией

При добавлении концентрированного раствора аммиака к суспензии хлорида серебра растворение происходит из-за того, что комплекс Ag⁺ сформирован

Типичная реакция с растворением включает слабая база, Б, растворяясь в кислом водном растворе.

${\displaystyle \mathrm {B} \mathrm {(s)} +\mathrm {H} ^{+}\mathrm {(aq)} \leftrightharpoons \mathrm {BH} ^{+}(\mathrm {aq)} }$

Эта реакция очень важна для фармацевтических продуктов.^[14] Не менее важно растворение слабых кислот в щелочной среде.

${\displaystyle \mathrm {HA(s)+OH^{-}(aq)\leftrightharpoons A^{-}(aq)+H_{2}O} }$

Незаряженная молекула обычно имеет более низкую растворимость, чем ионная форма, поэтому растворимость зависит от pH и константа диссоциации кислоты растворенного вещества. Термин «собственная растворимость» используется для описания растворимости неионизированной формы в отсутствие кислоты или щелочи.

Выщелачивание солей алюминия из горных пород и почвы путем кислотный дождь еще один пример растворения с реакцией: алюмосиликаты представляют собой основания, которые реагируют с кислотой с образованием растворимых частиц, таких как Al³⁺(водн.).

Образование химического сложный может также изменить растворимость. Хорошо известным примером является добавление концентрированного раствора аммиак к приостановке хлорид серебра, в котором растворению способствует образование аммиачного комплекса.

${\displaystyle \mathrm {AgCl(s)+2NH_{3}(aq)\leftrightharpoons [Ag(NH_{3})_{2}]^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$

Когда к суспензии хлорида серебра добавляется достаточное количество аммиака, твердое вещество растворяется. Добавление смягчители воды стиральным порошкам, чтобы препятствовать образованию мыльная пена представляет собой практический пример.

Экспериментальное определение

Определение растворимости сопряжено с трудностями.^[6] Прежде всего, это трудность установления того, что система находится в равновесии при выбранной температуре. Это связано с тем, что реакции как осаждения, так и растворения могут быть чрезвычайно медленными. Если процесс идет очень медленно, может возникнуть проблема с испарением растворителя. Может произойти перенасыщение. Концентрации очень нерастворимых веществ в растворе очень низкие и их трудно определить. Используемые методы можно разделить на две категории: статические и динамические.

Статические методы

В статических методах смесь доводится до равновесия, и концентрация компонентов в фазе раствора определяется по формуле химический анализ. Обычно для этого требуется разделение твердой фазы и фазы раствора. Для этого уравновешивание и разделение следует проводить в помещении с термостатированием.^[15] Очень низкие концентрации могут быть измерены, если радиоактивный трассер включен в твердую фазу.

Разновидностью статического метода является добавление раствора вещества в неводном растворителе, таком как диметилсульфоксид, к водной буфер смесь.^[16] Может произойти немедленное выпадение осадка с образованием мутной смеси. Растворимость, измеренная для такой смеси, известна как «кинетическая растворимость». Мутность возникает из-за того, что частицы осадка очень маленькие, что приводит к Рассеяние Тиндаля. На самом деле частицы настолько малы, что эффект размера частиц вступает в игру, и кинетическая растворимость часто превышает равновесную. Со временем помутнение исчезнет по мере увеличения размера кристаллитов, и в конечном итоге будет достигнуто равновесие в процессе, известном как старение в осадке.^[17]

Динамические методы

Значения растворимости органических кислот, оснований и амфолитов, представляющих фармацевтический интерес, могут быть получены с помощью процесса, называемого «погоня за равновесной растворимостью».^[18] В этой процедуре некоторое количество вещества сначала растворяется при pH, при котором оно существует преимущественно в ионизированной форме, а затем при изменении pH образуется осадок нейтральных (неионизированных) частиц. Затем контролируют скорость изменения pH из-за осаждения или растворения и добавляют сильную кислоту и основание для титрования, чтобы отрегулировать pH, чтобы обнаружить условия равновесия, когда две скорости равны. Преимущество этого метода в том, что он относительно быстрый, так как количество образующегося осадка довольно мало. Однако на производительность метода могут влиять пересыщенные растворы пласта.

Смотрите также

• Таблица растворимости: Таблица растворимости в основном неорганических солей при температуре от 0 до 100 ° C.
• Модели на растворителях

Рекомендации

1. Полинг, Линус (1970). Общая химия. Dover Publishing. п. 450.
2. Linke, W.F .; Зейделл, А. (1965). Растворимость неорганических и металлоорганических соединений (4-е изд.). Ван Ностранд. ISBN  0-8412-0097-1.
3. Кеннет Денби, Принципы химического равновесия, 1957, с. 257
4. Питер Аткинс, Физическая химия, п. 153 (8-е издание)
5. Housecroft, C.E .; Шарп, А. Г. (2008). Неорганическая химия (3-е изд.). Прентис Холл. ISBN  978-0-13-175553-6. Раздел 6.10.
6. Хефтер, Г. Т .; Томкинс, Р. П. Т., ред. (2003). Экспериментальное определение растворимости.. Вили-Блэквелл. ISBN  0-471-49708-8.
7. Mendham, J .; Denney, R.C .; Barnes, J.D .; Томас, М. Дж. К. (2000), Количественный химический анализ Фогеля (6-е изд.), Нью-Йорк: Prentice Hall, ISBN  0-582-22628-7 Раздел 2.14
8. Се, И-Линг; Ilevbare, Grace A .; Ван Эрденбру, Бернард; Box, Karl J .; Санчес-Феликс, Мануэль Винсенте; Тейлор, Линн С. (2012-05-12). «Поведение при осаждении слабощелочных соединений, вызванное pH: Определение степени и продолжительности перенасыщения с использованием потенциометрического титрования и корреляции со свойствами твердого тела». Фармацевтические исследования. 29 (10): 2738–2753. Дои:10.1007 / s11095-012-0759-8. ISSN  0724-8741. PMID  22580905. S2CID  15502736.
9. Денгале, Свапнил Джаянт; Грохганц, Хольгер; Радес, Томас; Лёбманн, Корбинян (май 2016 г.). «Последние достижения в составах соаморфных лекарственных средств». Расширенные обзоры доставки лекарств. 100: 116–125. Дои:10.1016 / j.addr.2015.12.009. ISSN  0169-409X. PMID  26805787.
10. Гутман, Э. М. (1994). Механохимия твердых поверхностей. Мировое научное издательство.
11. Скуг, Дуглас А; Уэст, Дональд М; Холлер, Ф. Джеймс (2004). «9Б-5». Основы аналитической химии (8-е изд.). Брукс / Коул. С. 238–242. ISBN  0030355230.
12. Эйген, Манфред (1967). «Нобелевская лекция» (PDF). Нобелевская премия.
13. Baes, C.F .; Месмер, Р. Э. (1976). Гидролиз катионов. Нью-Йорк: Вили.
14. Пейган, Сантош (2008). «Возможности растворимости в открытии и разработке лекарств». Pharminfo.net. Архивировано из оригинал 30 марта 2010 г.. Получено 5 июля 2010.
15. Россотти, Ф. Дж. С .; Россотти, Х. (1961). «Глава 9: Растворимость». Определение констант устойчивости.. Макгроу-Хилл.
16. Измерение растворимости в воде - кинетические и термодинамические методы В архиве 11 июля 2009 г. Wayback Machine
17. Mendham, J .; Denney, R.C .; Barnes, J.D .; Томас, М. Дж. К. (2000), Количественный химический анализ Фогеля (6-е изд.), Нью-Йорк: Prentice Hall, ISBN  0-582-22628-7 Глава 11: Гравиметрический анализ
18. Стюарт, М .; Коробка, К. (2005). «В погоне за равновесием: измерение внутренней растворимости слабых кислот и оснований». Анальный. Chem. 77 (4): 983–990. Дои:10.1021 / ac048767n. PMID  15858976.

внешняя ссылка

• Housecroft, C.E .; Шарп, А. Г. (2008). Неорганическая химия (3-е изд.). Прентис Холл. ISBN  978-0-13-175553-6. Раздел 6.9: Растворимость ионных солей. Включает обсуждение термодинамики растворения.
• База данных растворимости IUPAC – NIST
• Продукты растворимости простых неорганических соединений
• Активность растворителя по линии насыщения и растворимость
• Проблема растворимости: Прогноз растворимости на основе базы данных из 100 молекул. База данных по соединениям, представляющим фармацевтический интерес, доступна по адресу Сто молекул с растворимостью (текстовый файл, разделены табуляцией).

Для выполнения расчетов доступен ряд компьютерных программ. Они включают:

• CHEMEQL: Комплексная компьютерная программа для расчета термодинамических равновесных концентраций веществ в гомогенных и гетерогенных системах. Многие геохимические приложения.
• ДЖЕСС: Все типы химического равновесия могут быть смоделированы, включая протонирование, комплексообразование, окислительно-восстановительные взаимодействия, растворимость и адсорбционные взаимодействия. Включает обширную базу данных.
• MINEQL +: Система моделирования химического равновесия для водных систем. Обрабатывает широкий спектр сценариев pH, окислительно-восстановительного потенциала, растворимости и сорбции.
• PHREEQC: USGS программное обеспечение, предназначенное для выполнения широкого спектра низкотемпературных водных геохимических расчетов, включая реактивный перенос в одном измерении.
• MINTEQ: Модель химического равновесия для расчета состава металлов, равновесия растворимости и т. Д. Для природных вод.
• WinSGW: Версия для Windows компьютерной программы SOLGASWATER.