Dissoluzione sempliceEdit
La dissoluzione di un solido organico può essere descritta come un equilibrio tra la sostanza nella sua forma solida e quella disciolta. Ad esempio, quando il saccarosio (zucchero da tavola) forma una soluzione satura
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)}
Si può scrivere un’espressione di equilibrio per questa reazione, come per qualsiasi reazione chimica (prodotti su reagenti):
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 \}}}}
dove Ko è chiamata costante di solubilità termodinamica. Le parentesi graffe indicano l’attività. L’attività di un solido puro è, per definizione, unità. Quindi
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
L’attività di una sostanza, A, in soluzione può essere espressa come il prodotto della concentrazione, e un coefficiente di attività, γ. Quando Ko viene diviso per γ, si ottiene la costante di solubilità, Ks,
K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
. Ciò equivale a definire lo stato standard come soluzione satura in modo che il coefficiente di attività sia uguale a uno. La costante di solubilità è una costante vera solo se il coefficiente di attività non è influenzato dalla presenza di altri soluti che possono essere presenti. L’unità della costante di solubilità è la stessa dell’unità della concentrazione del soluto. Per saccarosio K = 1,971 mol dm − 3 a 25 ° C. Ciò mostra che la solubilità del saccarosio a 25 ° C è di circa 2 mol dm − 3 (540 g / l). Il saccarosio è insolito in quanto non forma facilmente una soluzione sovrasatura a concentrazioni più elevate, come fanno la maggior parte degli altri carboidrati.
Dissoluzione con dissociazione Modifica
I composti ionici normalmente si dissociano nei loro ioni costituenti quando sciogliere in acqua. Ad esempio, per il cloruro d’argento:
A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
L’espressione per la costante di equilibrio per questa reazione è:
K ⊖ = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {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 \}}
dove K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} è la costante di equilibrio termodinamico e le parentesi graffe indicano l’attività. L’attività di un solido puro è, per definizione, uguale a uno.
Quando la solubilità del sale è molto bassa i coefficienti di attività degli ioni in soluzione sono quasi uguali a uno. Impostandoli in modo che siano effettivamente uguali a uno, questa espressione si riduce all’espressione del prodotto di solubilità:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Per sali 2: 2 e 3: 3, come CaSO4 e FePO4, l’espressione generale per il prodotto di solubilità è lo stesso di un elettrolita 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}}} (le cariche elettriche sono omesso nelle espressioni generali, per semplicità di notazione)
Con un sale asimmetrico come Ca (OH) 2 l’espressione di solubilità è data da
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}} }
In generale, con l’equilibrio chimico
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}}}}
e la seguente tabella, che mostra la relazione tra la solubilità di un composto e il valore del suo prodotto di solubilità, può essere derivato.
I prodotti di solubilità sono spesso espressi in forma logaritmica. Pertanto, per il solfato di calcio, Ksp = 4,93 × 10−5, log Ksp = −4,32. Più piccolo è il valore, o più negativo è il valore log, minore è la solubilità.
Alcuni sali non sono completamente dissociati in soluzione. Gli esempi includono MgSO4, notoriamente scoperto da Manfred Eigen per essere presente nell’acqua di mare sia come complesso di sfere interne che come complesso di sfere esterne. La solubilità di tali sali viene calcolata con il metodo delineato in dissoluzione con reazione.
HydroxidesEdit
Il prodotto di solubilità per l’idrossido di uno ione metallico, Mn +, è solitamente definito come segue:
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}}}
Tuttavia, i programmi per computer generici sono progettati per utilizzare concentrazioni di ioni idrogeno con le definizioni alternative.
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}}}
Per gli idrossidi, i prodotti di solubilità sono spesso forniti in una forma modificata, K * sp, utilizzando la concentrazione di ioni idrogeno al posto della concentrazione di ioni idrossido. I due valori sono correlati dalla costante di autoionizzazione dell’acqua, 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}}
Ad esempio, a temperatura ambiente, per l’idrossido di calcio, Ca (OH) 2, lg Ksp è ca. −5 e lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Dissoluzione con reazioneEdit
Quando una soluzione concentrata di ammoniaca viene aggiunta a una sospensione di cloruro d’argento, si verifica la dissoluzione perché si forma un complesso di Ag +
Una tipica reazione con la dissoluzione coinvolge una base debole, B, che si dissolve in una soluzione acquosa acida.
B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}
Questa reazione è molto importante per i prodotti farmaceutici. La dissoluzione di acidi deboli in mezzi alcalini è altrettanto importante.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
La molecola non caricata di solito ha una solubilità inferiore rispetto alla forma ionica, quindi la solubilità dipende dal pH e dalla costante di dissociazione acida del soluto. Il termine “solubilità intrinseca” è usato per descrivere la solubilità della forma non ionizzata in assenza di acido o alcali.
La lisciviazione di sali di alluminio da rocce e suolo mediante piogge acide è un altro esempio di dissoluzione con reazione: gli allumino-silicati sono basi che reagiscono con l’acido per formare specie solubili, come Al3 + (aq).
Anche la formazione di un complesso chimico può modificare la solubilità. Un esempio ben noto è l’aggiunta di una soluzione concentrata di ammoniaca a una sospensione di cloruro d’argento, in cui la dissoluzione è favorita dalla formazione di un complesso ammminico.
A g C l (s) + 2 NH 3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq )}}
Quando si aggiunge ammoniaca sufficiente a una sospensione di cloruro d’argento, il solido si dissolve. L’aggiunta di addolcitori d’acqua ai detersivi in polvere per inibire la formazione di schiuma di sapone fornisce un esempio di importanza pratica.