Opløselighedsligevægt

Enkel opløsningEdit

Opløsning af et organisk fast stof kan beskrives som en ligevægt mellem stoffet i dets faste og opløste form. For eksempel når saccharose (bordsukker) danner en mættet opløsning

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)}

Et ligevægtsekspression for denne reaktion kan skrives som for enhver kemisk reaktion (produkter over reaktanter):

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)} \ højre \}} {\ venstre \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ { 22} {O} _ {11} (s)} \ højre \}}}}

hvor Ko kaldes den termodynamiske opløselighedskonstant. Bøjlerne angiver aktivitet. Aktiviteten af et rent fast stof er pr. Definition enhed. Derfor

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

Aktiviteten af et stof, A, i opløsning kan udtrykkes som produktet af koncentrationen, og en aktivitetskoefficient, γ. Når Ko divideres med γ, opnås opløselighedskonstanten Ks,

K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}

. Dette svarer til at definere standardtilstanden som den mættede opløsning, så aktivitetskoefficienten er lig med en. Opløselighedskonstanten er kun en sand konstant, hvis aktivitetskoefficienten ikke påvirkes af tilstedeværelsen af andre opløste stoffer, der måtte være til stede. Enheden af opløselighedskonstanten er den samme som koncentrationen af det opløste stof. For saccharose K = 1,971 mol dm-3 ved 25 ° C. Dette viser, at opløseligheden af saccharose ved 25 ° C er næsten 2 mol dm − 3 (540 g / l). Saccharose er usædvanlig, da det ikke let danner en overmættet opløsning i højere koncentrationer, ligesom de fleste andre kulhydrater.

Opløsning med dissociationEdit

Ioniske forbindelser adskiller sig normalt i deres bestanddele, når de opløses i vand. For eksempel for sølvklorid:

A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}

Udtrykket for ligevægtskonstanten for denne reaktion er:

K ⊖ = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {AgCl (s)} = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ højre \} \ venstre \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ højre \}} {\ left \ {{\ ce {AgCl _ {(s)}}} \ right \}}} = \ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ højre \} \ venstre \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ højre \}}

hvor K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} er den termodynamiske ligevægtskonstant og seler angiver aktivitet. Aktiviteten af et rent fast stof er pr. Definition lig med et.

Når saltets opløselighed er meget lav, er aktivitetskoefficienterne for ionerne i opløsning næsten lig med en. Ved at indstille dem til faktisk at være lig med et reduceres dette udtryk til opløselighedsproduktekspressionen:

K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}

For 2: 2 og 3: 3 salte, såsom CaSO4 og FePO4, det generelle udtryk for opløselighedsproduktet er det samme som for en 1: 1 elektrolyt

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}}} (elektriske opladninger er udeladt i generelle udtryk, for nemheds skyld)

Med et usymmetrisk salt som Ca (OH) 2 gives opløselighedsekspressionen ved

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}} }

Generelt med den kemiske ligevægt

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}}}}

og følgende tabel, der viser forholdet mellem opløseligheden af en forbindelse og Værdien af dets opløselighedsprodukt kan udledes.

Opløselighedsprodukter udtrykkes ofte i logaritmisk form. Således, for calciumsulfat, Ksp = 4,93 × 10−5, log Ksp = -4,32. Jo mindre værdien, eller jo mere negativ logværdien, jo lavere opløselighed.

Nogle salte adskilles ikke fuldt ud i opløsning. Eksempler inkluderer MgSO4, som berømt blev opdaget af Manfred Eigen at være til stede i havvand som både et indre kuglekompleks og et ydre kuglekompleks. Opløseligheden af sådanne salte beregnes ved metoden beskrevet i opløsning med reaktion.

HydroxidesEdit

Opløselighedsproduktet for hydroxidet af en metalion, Mn +, defineres normalt som følger:

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}}}

Imidlertid er almindelige computerprogrammer designet til at bruge hydrogenionkoncentrationer med de alternative definitioner.

M (OH) n + n H + ⇋ M n + + n H20 {\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} + nH ^ {+} \ leftrightharpoons M ^ {n +} + nH_ {2} O}} K sp ∗ = – n {\ displaystyle K_ {sp} ^ { *} = \ mathrm {^ {- n}}}

For hydroxider gives opløselighedsprodukter ofte i en modificeret form, K * sp, ved anvendelse af hydrogenionkoncentration i stedet for hydroxidionkoncentration. De to værdier er relateret til selvioniseringskonstanten for vand, 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}}

For eksempel, ved omgivelsestemperatur, for calciumhydroxid, er Ca (OH) 2, lg Ksp ca. −5 og lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.

Opløsning med reaktionEdit

En typisk reaktion med opløsning involverer en svag base, B, der opløses i en sur vandig opløsning.

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

Denne reaktion er meget vigtig for farmaceutiske produkter. Opløsning af svage syrer i alkaliske medier er ligeledes vigtig.

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

Det uladede molekyle har normalt lavere opløselighed end den ioniske form, så opløseligheden afhænger af pH og syredissociationskonstanten for det opløste stof. Udtrykket “indre opløselighed” bruges til at beskrive opløseligheden af den ikke-ioniserede form i fravær af syre eller alkali.

Udvaskning af aluminiumsalte fra klipper og jord ved sur regn er et andet eksempel på opløsning med reaktion: aluminosilicater er baser, der reagerer med syren til dannelse af opløselige arter, såsom Al3 + (aq).

Dannelse af et kemisk kompleks kan også ændre opløseligheden. Et velkendt eksempel er tilsætningen af en koncentreret opløsning af ammoniak til en suspension af sølvchlorid, hvor opløsning foretrækkes ved dannelsen af et aminkompleks.

A g C1 (s) + 2 NH3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq )}}

Når der tilsættes tilstrækkelig ammoniak til en suspension af sølvchlorid, opløses det faste stof. Tilsætningen af vandblødgøringsmidler til vaskepulver for at hæmme dannelsen af sæbeskum giver et praktisk eksempel.