Jednoduché rozpouštěníUpravit
Rozpouštění organické pevné látky lze popsat jako rovnováhu mezi látkou v její pevné a rozpuštěné formě. Například když sacharóza (stolní cukr) vytvoří nasycený roztok
C 12 H 22 O 11 (s) ⇋ C 12 H 22 O 11 (aq) {\ displaystyle \ mathrm {C_ {12} H_ {22} O_ {11} (s) \ leftrightharpoons C_ {12} H_ {22} O_ {11}} (aq)}
Rovnovážný výraz pro tuto reakci lze zapsat, jako pro jakoukoli chemickou reakci (produkty nad reaktanty):
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {C 12 H 22 O 11 (s)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {\ mathrm { {C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}} {\ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ { 22} {O} _ {11} (s)} \ right \}}}}
kde Ko se nazývá konstanta termodynamické rozpustnosti. Šle označují aktivitu. Činnost čisté pevné látky je podle definice jednota. Proto
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
Aktivitu látky A v roztoku lze vyjádřit jako produkt koncentrace a koeficient aktivity γ. Když je Ko děleno γ, získá se konstanta rozpustnosti, Ks,
K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
. To odpovídá definici standardního stavu jako nasyceného roztoku, takže koeficient aktivity je roven jedné. Konstanta rozpustnosti je skutečnou konstantou pouze v případě, že koeficient aktivity není ovlivněn přítomností jiných rozpuštěných látek, které mohou být přítomny. Jednotka konstanty rozpustnosti je stejná jako jednotka koncentrace rozpuštěné látky. Pro sacharózu K = 1,971 mol dm − 3 při 25 ° C. To ukazuje, že rozpustnost sacharózy při 25 ° C je téměř 2 mol dm − 3 (540 g / l). Sacharóza je neobvyklá v tom, že při vyšších koncentracích snadno netvoří přesycený roztok, stejně jako většina ostatních sacharidů.
Rozpouštění s disociacíEdit
Iontové sloučeniny se obvykle disociují na své základní ionty, když rozpustit ve vodě. Například pro chlorid stříbrný:
A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
Výraz pro rovnovážnou konstantu pro tuto reakci je:
K ⊖ = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {AgCl (s)} = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ vlevo \ {{\ 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 \}}
kde je K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} termodynamická rovnovážná konstanta a složené závorky označují aktivitu. Aktivita čisté pevné látky je podle definice rovna jedné.
Když je rozpustnost soli velmi nízká, jsou koeficienty aktivity iontů v roztoku téměř rovny jedné. Nastavením tak, aby byly skutečně rovny jedné, se tento výraz redukuje na výraz produktu rozpustnosti:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Pro soli 2: 2 a 3: 3, jako je CaSO4 a FePO4, obecný výraz pro produkt rozpustnosti je stejný jako pro elektrolyt 1: 1
AB ⇋ A p + + B p – {\ displaystyle \ mathrm {AB} \ leftrightharpoons \ mathrm {A} ^ {p +} + \ mathrm { B} ^ {p-}} K sp = = 2 = 2 {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {} = \ mathrm {^ {2}} = \ mathrm {^ {2}}} (elektrické náboje jsou vynecháno v obecných výrazech, pro jednoduchost zápisu)
S nesymetrickou solí, jako je Ca (OH) 2, je výraz rozpustnosti dán
C a (OH) 2 ⇋ C a 2 + + 2 OH – {\ displaystyle \ mathrm {Ca (OH) _ {2} \ leftrightharpoons {Ca} ^ {2 +} + 2OH ^ {-}}} K sp = 2 {\ displaystyle \ mathrm {K_ {sp} = ^ {2}} }
Obecně platí, že s chemickou rovnováhou
A p B q ⇋ p A n + + q B m – {\ displaystyle \ mathrm {A_ {p} B_ {q} \ leftrightharpoons p {A} ^ {n +} + q {B} ^ {m-}}} = qp {\ displaystyle \ mathrm {= {\ frac {q} {p}}}}
a následující tabulka, která ukazuje vztah mezi rozpustností sloučeniny a lze získat hodnotu jeho produktu rozpustnosti.
Produkty rozpustnosti jsou často vyjádřeny v logaritmické formě. U síranu vápenatého tedy Ksp = 4,93 × 10–5, log Ksp = −4,32. Čím menší je hodnota nebo čím negativnější je hodnota log, tím nižší je rozpustnost.
Některé soli nejsou v roztoku plně disociovány. Jako příklady lze uvést MgSO4, který Manfred Eigen skvěle objevil v mořské vodě jako komplex vnitřní i vnější sféry. Rozpustnost takových solí se vypočítá způsobem uvedeným v rozpouštění s reakcí.
HydroxidesEdit
Produkt rozpustnosti pro hydroxid kovového iontu, Mn +, je obvykle definován takto:
M (OH) n ⇋ M n + + n OH – {\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} \ leftrightharpoons \ mathrm {M ^ {n +} + nOH ^ {-}}}} K sp = n {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm { ^ {n}}}
Avšak obecné počítačové programy jsou navrženy tak, aby používaly koncentrace vodíkových iontů s alternativními definicemi.
M (OH) n + n H + ⇋ M n + + n H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} + nH ^ {+} \ leftrightharpoons M ^ {n +} + nH_ {2} O}} K sp ∗ = – n {\ displaystyle K_ {sp} ^ { *} = \ mathrm {^ {- n}}}
U hydroxidů se produkty rozpustnosti často uvádějí v modifikované formě, K * sp, přičemž se místo koncentrace iontů hydroxidu používá koncentrace vodíkových iontů. Tyto dvě hodnoty souvisejí se samoionizační konstantou pro vodu, Kw.
K w = {\ displaystyle K_ {w} =} K sp ∗ = K sp (K w) n {\ displaystyle K_ {sp} ^ {*} = {\ frac {K_ {sp}} {(K_ {w}) ^ {n}}}} L g K sp ∗ = lg K sp – n L g K w {\ displaystyle LgK_ {sp} ^ {*} = lgK_ {sp} -nLgK_ {w}}
Například při teplotě okolí je pro hydroxid vápenatý Ca (OH) 2 lg Ksp přibližně. −5 a lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Rozpuštění s reakcíEdit
Když se k suspenzi přidá koncentrovaný roztok amoniaku, dojde k rozpuštění chloridu stříbrného, protože se tvoří komplex Ag +
Typická reakce s rozpuštěním zahrnuje slabá báze, B, rozpouští se v kyselém vodném roztoku.
B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}}
Tato reakce je pro farmaceutické výrobky velmi důležitá. Rozpuštění slabých kyselin v alkalickém prostředí je podobně důležité.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
Nenabitá molekula má obvykle nižší rozpustnost než iontová forma, takže rozpustnost závisí na pH a kyselé disociační konstantě rozpuštěné látky. Termín „vnitřní rozpustnost“ se používá k popisu rozpustnosti neionizované formy v nepřítomnosti kyselin nebo zásad.
Vyluhování solí hliníku z hornin a půdy kyselým deštěm je dalším příkladem rozpuštění reakce: alumino-křemičitany jsou zásady, které reagují s kyselinou za vzniku rozpustných látek, jako je Al3 + (vodný).
Tvorba chemického komplexu může také změnit rozpustnost. Známým příkladem je přidání koncentrovaného roztoku amoniaku k suspenzi chloridu stříbrného, ve které je upřednostňováno rozpouštění tvorbou aminového komplexu.
A g C l (s) + 2 NH3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq) )}}
Když se k suspenzi chloridu stříbrného přidá dostatečné množství amoniaku, pevná látka se rozpustí. Příklad praktického významu poskytuje přidání změkčovadel vody do prášků na praní, aby se zabránilo tvorbě pěny z mýdla.