Okej, för detta scenario är de två begreppen som spelar en nyckelroll gitterentalpi och hydratiseringsentalpi. Gitterentalpi är den energi som frigörs när en mol av en förening bildas från dess ingående gasjoner under standardförhållanden. Gitterentalpi är beroende av längden på den joniska bindningen mellan katjonen och anjonen i föreningen. Om vi ​​tittar på Coulombs lag, finner vi att den attraktiva kraften mellan två kroppar med olika laddningar är omvänt proportionell mot kvadratet på avståndet mellan varandra mellan deras masscentra, dvs $ F \ propto 1 / r ^ {2} $. En kortare bindning skulle kräva mer värmeenergi för att brytas. Ju kortare bindningen är desto högre är gitterentalpin.

Hydrationsentalpi är den energi som frigörs när en mol gasjoner helt hydratiseras av vattenmolekyler under standardförhållanden. Om två joner av olika storlek omges av lika många vattenmolekyler vardera, skulle den mindre jonen vara mer hydratiserad jämfört med den större på grund av storleksskillnaden. Därför, ju mindre jon desto högre hydratiseringsentalpi.

Låt oss ta itu med $ \ ce {OH -} $ först. Medan man går neråt i grupp 2 ökar storleken på katjonen eftersom antalet skal ökar för att passa de extra elektronerna. På grund av detta ökar avståndet mellan katjonens masscentra och anjonen och per definition minskar gitterentalpi. Hydreringsentalpi minskar också eftersom katjonens storlek ökar. På grund av kvadratfaktorn minskar emellertid gitterentalpi snabbare än hydratiseringsentalpi. Detta är anledningen till att lösligheten för grupp 2-hydroxider ökar medan den fortskrider ner i gruppen.

Låt oss nu titta på $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $. Samma sak gäller för katjonen medan du går neråt i gruppen. $ \ Ce {SO4 ^ 2 -} $ -jonen är emellertid formad på ett sådant sätt att förändringen i avståndet mellan jonernas masscentra är mycket mindre signifikant jämfört med det i fallet med grupp 2-föreningar innehållande $ \ ce {OH -} $ joner. Därför minskar gitterentalpi mycket långsammare när man går ner i gruppen jämfört med fallet med grupp 2 $ \ ce {OH -} $ föreningar. Återigen minskar hydratiseringsentalpi på samma sätt som när det gäller grupp 2-katjoner bundna till OH-joner. Eftersom hydreringsentalpi minskar snabbare än gitterentalpi i fallet med grupp 2-sulfater, minskar lösligheten för grupp 2-sulfater medan den fortskrider ner i gruppen.

För några veckor sedan hade jag gett HSAB-förklaringen (hard soft acid base theory).

Jag har hört denna "trend" förklaras på detta sätt: Hydroxid är hårt och sulfat är mjukt. Ju hårdare joner är, desto mer lösligt med sulfat och mindre med hydroxid. mot "trenden."

Titta på detta: http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group2/solubility.html

Är det här en läxafråga eller en nyfikenhetsfråga? Om den förra är "trenden" inte så trendig och läraren bör läsa länkarna ovan. Om det senare, vet du att bariumsalter tenderar att gå emot "trenden"?