Равновесие растворимости

Термодинамическое равновесие между твердым телом и раствором того же соединения

Равновесие растворимости — это тип динамического равновесия , которое существует, когда химическое соединение в твердом состоянии находится в химическом равновесии с раствором этого соединения. Твердое вещество может раствориться без изменений, с диссоциацией или с химической реакцией с другим компонентом раствора, таким как кислота или щелочь. Каждое равновесие растворимости характеризуется зависящим от температуры продуктом 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 химическом равновесии с раствором, содержащим это соединение. Этот тип равновесия является примером динамического равновесия , в котором некоторые отдельные молекулы мигрируют между твердой и растворенной фазами таким образом, что скорости растворения и осаждения равны друг другу. Когда равновесие установлено и твердое вещество не растворилось полностью, раствор называется насыщенным. Концентрация растворенного вещества в насыщенном растворе известна как растворимость . Единицами растворимости могут быть молярные (моль дм ⁻³ ) или выраженные как масса на единицу объема, например, мкг мл ⁻¹ . Растворимость зависит от температуры. Раствор, содержащий более высокую концентрацию растворенного вещества, чем растворимость, называется перенасыщенным . Перенасыщенный раствор может прийти в равновесие путем добавления «затравки», которая может быть крошечным кристаллом растворенного вещества или крошечной твердой частицей, которая инициирует осаждение. ^{[ необходима цитата ]}

Существует три основных типа равновесий растворимости.

1. Простое роспуск.
2. Растворение с реакцией диссоциации. Это характерно для солей . Константа равновесия в этом случае известна как произведение растворимости.
3. Растворение с реакцией ионизации. Это характерно для растворения слабых кислот или слабых оснований в водных средах с различным pH .

В каждом случае константа равновесия может быть определена как частное активностей . Эта константа равновесия безразмерна , поскольку активность — безразмерная величина. Однако использование активностей очень неудобно, поэтому константа равновесия обычно делится на частное коэффициентов активности, чтобы стать частным концентраций. Подробности см. в разделе Химия равновесия#Константа равновесия . Более того, активность твердого тела по определению равна 1, поэтому она опускается из определяющего выражения.

Для химического равновесия произведение растворимости K _sp для соединения A _p B _q определяется следующим образом , где [A] и [B] — концентрации A и B в насыщенном растворе . Произведение растворимости имеет схожую функциональность с константой равновесия, хотя формально K _sp имеет размерность (концентрации) ^{p + q} . $${\displaystyle \mathrm {A} _{p}\mathrm {B} _{q}\leftrightharpoons p\mathrm {A} +q\mathrm {B} }$$ $${\displaystyle K_{\mathrm {sp} }=[\mathrm {A} ]^{p}[\mathrm {B} ]^{q}}$$

Влияние условий

Температурный эффект

Растворимость чувствительна к изменениям температуры . Например, сахар более растворим в горячей воде, чем в холодной. Это происходит потому, что продукты растворимости, как и другие типы констант равновесия, являются функциями температуры. В соответствии с принципом Ле Шателье , когда процесс растворения эндотермический (поглощается тепло), растворимость увеличивается с повышением температуры. Этот эффект является основой для процесса перекристаллизации , который можно использовать для очистки химического соединения. Когда растворение экзотермическое (выделяется тепло), растворимость уменьшается с повышением температуры. ^[1] Сульфат натрия показывает увеличивающуюся растворимость при температуре ниже примерно 32,4 °C, но уменьшающуюся растворимость при более высокой температуре. ^[2] Это происходит потому, что твердая фаза представляет собой декагидрат ( Na
₂ТАК
₄·10ч
₂O ) ниже температуры перехода, но другой гидрат выше этой температуры. ^{[ необходима ссылка ]}

Зависимость растворимости идеального раствора от температуры (достигается для веществ с низкой растворимостью) определяется следующим выражением, содержащим энтальпию плавления Δ _m H и мольную долю растворенного вещества при насыщении: где — парциальная молярная энтальпия растворенного вещества при бесконечном разбавлении и энтальпия на моль чистого кристалла. ^[3] ${\displaystyle x_{i}}$ $${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {{\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}}$$ ${\displaystyle {\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }}$ ${\displaystyle H_{i,\mathrm {cr} }}$

Это дифференциальное выражение для неэлектролита можно проинтегрировать по температурному интервалу, получив: ^[4] $${\displaystyle \ln x_{i}={\frac {\Delta _{m}H_{i}}{R}}\left({\frac {1}{T_{f}}}-{\frac {1}{T}}\right)}$$

Для неидеальных растворов вместо мольной доли растворимости в производной по температуре появляется активность растворенного вещества при насыщении: $${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln a_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {H_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}}$$

Эффект общего иона

Эффект общего иона — это эффект снижения растворимости одной соли, когда присутствует другая соль, имеющая с ней общий ион. Например, растворимость хлорида серебра AgCl снижается, когда хлорид натрия, источник общего иона хлорида, добавляется к суспензии AgCl в воде. ^[5] Растворимость S при отсутствии общего иона можно рассчитать следующим образом. Концентрации [Ag ⁺ ] и [Cl ⁻ ] равны, поскольку один моль AgCl диссоциирует на один моль Ag ⁺ и один моль Cl ⁻ . Обозначим концентрацию [Ag ⁺ (водн.)] через x . Тогда K _sp для AgCl равен $${\displaystyle \mathrm {AgCl(s)\leftrightharpoons Ag^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$$ $${\displaystyle K_{\mathrm {sp} }=\mathrm {[Ag^{+}][Cl^{-}]} =x^{2}}$$ $${\displaystyle {\text{Solubility}}=\mathrm {[Ag^{+}]=[Cl^{-}]} =x={\sqrt {K_{\mathrm {sp} }}}}$$1,77 × 10−10  моль ² дм ^{−6 при 25 °C, поэтому} растворимость равна1,33 × 10−5  моль дм ^{− 3} .

Теперь предположим, что также присутствует хлорид натрия в концентрации 0,01 моль дм ⁻³ = 0,01 М. Растворимость, игнорируя любое возможное влияние ионов натрия, теперь рассчитывается по формуле Это квадратное уравнение относительно x , которое также равно растворимости. В случае хлорида серебра x ² намного меньше 0,01 М x , поэтому первый член можно проигнорировать. Поэтому значительное уменьшение с $${\displaystyle K_{\mathrm {sp} }=\mathrm {[Ag^{+}][Cl^{-}]} =x(0.01\,{\text{M}}+x)}$$ $${\displaystyle x^{2}+0.01\,{\text{M}}\,x-K_{sp}=0}$$ $${\displaystyle {\text{Solubility}}=\mathrm {[Ag^{+}]} =x={\frac {K_{\mathrm {sp} }}{0.01\,{\text{M}}}}=\mathrm {1.77\times 10^{-8}\,mol\,dm^{-3}} }$$1,33 × 10−5  моль дм ^{−3 .} В гравиметрическом анализе серебра снижение растворимости из-за эффекта общего иона используется для обеспечения «полного» осаждения AgCl.

Эффект размера частиц

Термодинамическая константа растворимости определяется для крупных монокристаллов. Растворимость будет увеличиваться с уменьшением размера частицы растворенного вещества (или капли) из-за дополнительной поверхностной энергии. Этот эффект обычно невелик, если только частицы не становятся очень маленькими, обычно меньше 1 мкм. Влияние размера частиц на константу растворимости можно количественно определить следующим образом: где * K _A — константа растворимости для частиц растворенного вещества с молярной площадью поверхности A , * K _{A →0} — константа растворимости для вещества с молярной площадью поверхности, стремящейся к нулю (т. е. когда частицы большие), γ — поверхностное натяжение частицы растворенного вещества в растворителе, A _m — молярная площадь поверхности растворенного вещества (в м ² /моль), R — универсальная газовая постоянная , а T — абсолютная температура . ^[6] $${\displaystyle \log(^{*}K_{A})=\log(^{*}K_{A\to 0})+{\frac {\gamma A_{\mathrm {m} }}{3.454RT}}}$$

Эффекты соли

Солевые эффекты ^[7] ( высаливание и высаливание ) заключаются в том, что присутствие соли, не имеющей общих ионов с растворенным веществом, влияет на ионную силу раствора и, следовательно, на коэффициенты активности , так что константа равновесия, выраженная как концентрационный коэффициент, изменяется.

Фазовый эффект

Равновесия определяются для конкретных кристаллических фаз . Поэтому ожидается, что произведение растворимости будет различным в зависимости от фазы твердого тела. Например, арагонит и кальцит будут иметь разные произведения растворимости, даже если они оба имеют одинаковую химическую идентичность ( карбонат кальция ). При любых заданных условиях одна фаза будет термодинамически более стабильной, чем другая; поэтому эта фаза будет образовываться, когда установится термодинамическое равновесие. Однако кинетические факторы могут способствовать образованию неблагоприятного осадка (например, арагонита), который затем, как говорят, находится в метастабильном состоянии. ^{[ необходима цитата ]}

В фармакологии метастабильное состояние иногда называют аморфным состоянием. Аморфные препараты обладают более высокой растворимостью, чем их кристаллические аналоги, из-за отсутствия дальних взаимодействий, присущих кристаллической решетке. Таким образом, требуется меньше энергии для сольватации молекул в аморфной фазе. Влияние аморфной фазы на растворимость широко используется для того, чтобы сделать препараты более растворимыми. ^{[8] [9]}

Эффект давления

Для конденсированных фаз (твердых и жидких) зависимость растворимости от давления обычно слабая и обычно ею пренебрегают на практике. Предполагая идеальный раствор , зависимость можно количественно определить следующим образом: где - мольная доля -го компонента в растворе, - давление, - абсолютная температура, - парциальный молярный объем -го компонента в растворе, - парциальный молярный объем -го компонента в растворяющемся твердом теле, - универсальная газовая постоянная . ^[10] $${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial P}}\right)_{T}=-{\frac {{\bar {V}}_{i,\mathrm {aq} }-V_{i,\mathrm {cr} }}{RT}}}$$ ${\displaystyle x_{i}}$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle P}$ ${\displaystyle T}$ ${\displaystyle {\bar {V}}_{i,{\text{aq}}}}$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle V_{i,{\text{cr}}}}$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle R}$

Зависимость растворимости от давления иногда имеет практическое значение. Например, загрязнение нефтяных месторождений и скважин осадками сульфата кальция (растворимость которого уменьшается с уменьшением давления) может привести к снижению производительности со временем.

Количественные аспекты

Простое растворение

Растворение органического твердого вещества можно описать как равновесие между веществом в его твердой и растворенной формах. Например, когда сахароза (столовый сахар) образует насыщенный раствор Выражение равновесия для этой реакции можно записать, как для любой химической реакции (продукты над реагентами): где K ^o называется термодинамической константой растворимости. Фигурные скобки указывают активность . Активность чистого твердого вещества по определению равна единице. Поэтому активность вещества A в растворе можно выразить как произведение концентрации [A] и коэффициента активности γ . Когда K ^o делится на γ , получается константа растворимости K s . Это эквивалентно определению стандартного состояния как насыщенного раствора, так что коэффициент активности равен единице. Константа растворимости является истинной константой только в том случае _, если на коэффициент активности не влияет присутствие каких-либо других растворенных веществ, которые могут присутствовать. Единица константы растворимости такая же, как и единица концентрации растворенного вещества. Для сахарозы K _s  = 1,971 моль дм ⁻³ при 25 °C. Это показывает, что растворимость сахарозы при 25 °C составляет около 2 моль дм ⁻³ (540 г/л). Сахароза необычна тем, что она не образует легко пересыщенный раствор при более высоких концентрациях, как большинство других углеводов . $${\displaystyle \mathrm {C_{12}H_{22}O_{11}(s)\leftrightharpoons C_{12}H_{22}O_{11}(aq)} }$$ $${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right\}}{\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(s)} \right\}}}}$$ $${\displaystyle K^{\ominus }=\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right\}}$$ $${\displaystyle K_{\mathrm {s} }=\left[\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right]}$$

Растворение с диссоциацией

Ионные соединения обычно диссоциируют на составляющие их ионы при растворении в воде. Например, для хлорида серебра : Выражение для константы равновесия для этой реакции: где — термодинамическая константа равновесия, а скобки указывают на активность. Активность чистого твердого вещества по определению равна единице. $${\displaystyle {\ce {AgCl_{(s)}<=> Ag^+_{(aq)}{}+ Cl^-_{(aq)}}}}$$ $${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\left\{{\ce {Ag+}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}\left\{{\ce {Cl-}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}}{\left\{{\ce {AgCl_{(s)}}}\right\}}}=\left\{{\ce {Ag+}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}\left\{{\ce {Cl-}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}}$$ ${\displaystyle K^{\ominus }}$

Когда растворимость соли очень низкая, коэффициенты активности ионов в растворе почти равны единице. Приравнивая их к единице, это выражение сводится к выражению произведения растворимости : $${\displaystyle K_{{\ce {sp}}}=[{\ce {Ag+}}][{\ce {Cl-}}]=[{\ce {Ag+}}]^{2}=[{\ce {Cl-}}]^{2}.}$$

Для солей 2:2 и 3:3, таких как CaSO ₄ и FePO ₄ , 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 опущены для простоты записи)

Для несимметричной соли, такой как Ca(OH) _2, выражение растворимости имеет вид: Поскольку концентрация гидроксид-ионов в два раза превышает концентрацию ионов кальция, это сводится к $${\displaystyle {\ce {Ca(OH)_2 <=> {Ca}^{2+}+ 2OH^-}}}$$ $${\displaystyle K_{sp}={\ce {[Ca]}}{\ce {[OH]}}^{2}}$$ ${\displaystyle \mathrm {K_{sp}=4[Ca]^{3}} }$

В общем, с помощью химического равновесия и следующей таблицы, показывающей связь между растворимостью соединения и значением его произведения растворимости, можно вывести ^{[11] .} $${\displaystyle {\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}~{\ce {\leftrightharpoons }}~p{\ce {A}}^{n+}+q{\ce {B}}^{m-}}$$ $${\displaystyle {\ce {[B]}}={\frac {q}{p}}{\ce {[A]}}}$$

Продукты растворимости часто выражаются в логарифмической форме. Так, для сульфата кальция, при K _sp =4,93 × 10−5 моль ² дм ⁻⁶ , log K _sp = −4,32 . Чем меньше значение ^K sp _или чем отрицательнее значение log, тем ниже растворимость.

Некоторые соли не полностью диссоциируют в растворе. Примерами служат MgSO ₄ , который, как известно, был обнаружен Манфредом Эйгеном, и который присутствует в морской воде как в виде комплекса внутренней сферы , так и в виде комплекса внешней сферы . ^[12] Растворимость таких солей рассчитывается методом, описанным в разделе «Растворение с реакцией».

Гидроксиды

Произведение растворимости гидроксида иона металла M ^{n +} обычно определяется следующим образом: Однако универсальные компьютерные программы разработаны для использования концентраций ионов водорода с альтернативными определениями. $${\displaystyle \mathrm {M(OH)_{n}\leftrightharpoons \mathrm {M^{n+}+nOH^{-}} } }$$ $${\displaystyle K_{sp}=\mathrm {[M^{n+}][OH^{-}]^{n}} }$$ $${\displaystyle \mathrm {M(OH)_{n}+nH^{+}\leftrightharpoons M^{n+}+nH_{2}O} }$$ $${\displaystyle K_{\text{sp}}^{*}=\mathrm {[M^{n+}][H^{+}]^{-n}} }$$

Для гидроксидов продукты растворимости часто приводятся в модифицированной форме, K * _sp , используя концентрацию ионов водорода вместо концентрации ионов гидроксида. Эти два значения связаны константой самоионизации для воды, K _w . ^[13] Например, при температуре окружающей среды для гидроксида кальция, Ca(OH) ₂ , lg K _sp составляет около −5 и lg K * _sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23. $${\displaystyle K_{\mathrm {w} }=[\mathrm {H^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]}$$ $${\displaystyle K_{\text{sp}}^{*}={\frac {K_{\text{sp}}}{(K_{\text{w}})^{n}}}}$$ $${\displaystyle \log K_{\text{sp}}^{*}=\log K_{\text{sp}}-n\log K_{\text{w}}}$$

Растворение с реакцией

При добавлении концентрированного раствора аммиака к суспензии хлорида серебра происходит растворение, так как образуется комплекс Ag ⁺

Типичная реакция с растворением включает растворение слабого основания , B, в кислом водном растворе . Эта реакция очень важна для фармацевтических продуктов. ^[14] Растворение слабых кислот в щелочной среде также важно. Незаряженная молекула обычно имеет более низкую растворимость, чем ионная форма, поэтому растворимость зависит от pH и константы кислотной диссоциации растворенного вещества. Термин «собственная растворимость» используется для описания растворимости неионизированной формы в отсутствие кислоты или щелочи. $${\displaystyle \mathrm {B} \mathrm {(s)} +\mathrm {H} ^{+}\mathrm {(aq)} \leftrightharpoons \mathrm {BH} ^{+}(\mathrm {aq)} }$$ $${\displaystyle \mathrm {HA(s)+OH^{-}(aq)\leftrightharpoons A^{-}(aq)+H_{2}O} }$$

Выщелачивание солей алюминия из горных пород и почвы кислотными дождями является еще одним примером растворения с реакцией: алюмосиликаты представляют собой основания, которые реагируют с кислотой с образованием растворимых соединений, таких как Al ³⁺ (водн.).

Образование химического комплекса также может изменить растворимость. Хорошо известным примером является добавление концентрированного раствора аммиака к суспензии хлорида серебра , в котором растворению способствует образование аммиачного комплекса. Когда к суспензии хлорида серебра добавляется достаточное количество аммиака, твердое вещество растворяется. Добавление смягчителей воды к стиральным порошкам для ингибирования образования мыльной пены является примером практического значения. $${\displaystyle \mathrm {AgCl(s)+2NH_{3}(aq)\leftrightharpoons [Ag(NH_{3})_{2}]^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$$

Экспериментальное определение

Определение растворимости сопряжено с трудностями. ^[6] Прежде всего, трудность заключается в установлении 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 очень медленный, испарение растворителя может стать проблемой. Может возникнуть пересыщение. В случае очень нерастворимых веществ концентрации в растворе очень низкие и их трудно определить. Используемые методы в целом делятся на две категории: статические и динамические.

Статические методы

В статических методах смесь приводится в равновесие, и концентрация вида в фазе раствора определяется химическим анализом . Обычно это требует разделения твердой и растворенной фаз. Для этого уравновешивание и разделение должны проводиться в термостатируемом помещении. ^[15] Очень низкие концентрации могут быть измерены, если в твердую фазу включен радиоактивный индикатор.

Разновидностью статического метода является добавление раствора вещества в неводном растворителе, таком как диметилсульфоксид , к водной буферной смеси. ^[16] Может произойти немедленное осаждение, что даст мутную смесь. Растворимость, измеренная для такой смеси, известна как «кинетическая растворимость». Мутность обусловлена ​​тем, что частицы осадка очень малы, что приводит к рассеянию Тиндаля . Фактически частицы настолько малы, что в игру вступает эффект размера частиц, и кинетическая растворимость часто больше равновесной растворимости. Со временем мутность исчезнет по мере увеличения размера кристаллитов, и в конечном итоге равновесие будет достигнуто в процессе, известном как старение осадка. ^[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 путем изменения pH образуется осадок нейтрального (неионизированного) вида. Затем отслеживается скорость изменения pH из-за осаждения или растворения, и добавляются сильные титранты кислоты и основания для корректировки pH, чтобы обнаружить условия равновесия, когда обе скорости равны. Преимущество этого метода в том, что он относительно быстрый, поскольку количество образующегося осадка довольно мало. Однако на производительность метода может повлиять образование пересыщенных растворов.

Смотрите также

• Таблица растворимости : Таблица растворимости в основном неорганических солей при температурах от 0 до 100 °C.
• Модели растворителей

Ссылки

1. Полинг, Лайнус (1970). Общая химия . Dover Publishing. стр. 450.
2. Линке, В. Ф.; Сейделл, А. (1965). Растворимость неорганических и металлоорганических соединений (4-е изд.). Ван Ностранд. ISBN 0-8412-0097-1.
3. Кеннет Денби , Принципы химического равновесия , 1957, стр. 257
4. Питер Аткинс , Физическая химия , стр. 153 (8-е издание)
5. Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008). Неорганическая химия (3-е изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.Раздел 6.10.
6. Hefter, GT; Tomkins, RPT, ред. (2003). Экспериментальное определение растворимости . Wiley-Blackwell. ISBN 0-471-49708-8.
7. Мендхэм, Дж.; Денни, Р. К.; Барнс, Дж. Д.; Томас, М. Дж. К. (2000), Количественный химический анализ Фогеля (6-е изд.), Нью-Йорк: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7Раздел 2.14
8. Hsieh, Yi-Ling; Ilevbare, Grace A.; Van Eerdenbrugh, Bernard; Box, Karl J.; Sanchez-Felix, Manuel Vincente; Taylor, Lynne S. (2012-05-12). "Поведение осаждения слабоосновных соединений, вызванное pH: определение степени и продолжительности пересыщения с помощью потенциометрического титрования и корреляция со свойствами твердого тела". Pharmaceutical Research . 29 (10): 2738–2753. doi :10.1007/s11095-012-0759-8. ISSN  0724-8741. PMID  22580905. S2CID  15502736.
9. Dengale, Swapnil Jayant; Grohganz, Holger; Rades, Thomas; Löbmann, Korbinian (май 2016 г.). «Последние достижения в области соаморфных лекарственных формул». Advanced Drug Delivery Reviews . 100 : 116–125. doi :10.1016/j.addr.2015.12.009. ISSN  0169-409X. PMID  26805787.
10. Гутман, Э. М. (1994). Механохимия твердых поверхностей . World Scientific Publishing.
11. Скуг, Дуглас А.; Уэст, Дональд М.; Холлер, Ф. Джеймс (2004). «9B-5». Основы аналитической химии (8-е изд.). Брукс/Коул. стр. 238–242. ISBN 0030355230.
12. Эйген, Манфред (1967). «Нобелевская лекция» (PDF) . Нобелевская премия .
13. Baes, CF; Mesmer, RE (1976). Гидролиз катионов . Нью-Йорк: Wiley.
14. Payghan, Santosh (2008). "Potential Of Solubility In Drug Discovery And Development". Pharminfo.net. Архивировано из оригинала 30 марта 2010 г. Получено 5 июля 2010 г.
15. Россотти, Ф. Дж. К.; Россотти, Х. (1961). "Глава 9: Растворимость". Определение констант устойчивости . McGraw-Hill.
16. Измерение растворимости в воде – кинетические и термодинамические методы. Архивировано 11 июля 2009 г. на Wayback Machine.
17. Мендхэм, Дж.; Денни, Р. К.; Барнс, Дж. Д.; Томас, М. Дж. К. (2000), Количественный химический анализ Фогеля (6-е изд.), Нью-Йорк: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7Глава 11: Гравиметрический анализ
18. Стюарт, М.; Бокс, К. (2005). «В погоне за равновесием: измерение внутренней растворимости слабых кислот и оснований». Аналитическая химия . 77 (4): 983–990. doi :10.1021/ac048767n. PMID  15858976.

Внешние ссылки

• Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008). Неорганическая химия (3-е изд.). Prentice Hall. 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 вдоль линии насыщения и растворимость
• Задача на растворимость: предсказать растворимость из базы данных из 100 молекул. База данных, в основном содержащая соединения фармацевтического интереса, доступна по адресу Сто молекул с растворимостью (текстовый файл, табуляция разделена).

Для проведения расчетов доступен ряд компьютерных программ. Они включают в себя:

• CHEMEQL: Комплексная компьютерная программа для расчета термодинамически равновесных концентраций видов в гомогенных и гетерогенных системах. Множество геохимических приложений.
• ДЖЕСС: Все типы химических равновесий могут быть смоделированы, включая протонирование, комплексообразование, окислительно-восстановительные, растворимость и адсорбционные взаимодействия. Включает обширную базу данных.
• MINEQL+: Система моделирования химического равновесия для водных систем. Обрабатывает широкий диапазон сценариев pH, окислительно-восстановительного потенциала, растворимости и сорбции.
• PHREEQC: программное обеспечение USGS, разработанное для выполнения широкого спектра низкотемпературных водных геохимических расчетов, включая реактивный перенос в одном измерении.
• MINTEQ: Модель химического равновесия для расчета состава металлов, равновесий растворимости и т. д. для природных вод.
• WinSGW: Windows-версия компьютерной программы SOLGASWATER.