Einfache AuflösungEdit
Die Auflösung eines organischen Feststoffs kann als Gleichgewicht zwischen der Substanz in ihrer festen und gelösten Form beschrieben werden. Zum Beispiel, wenn Saccharose (Haushaltszucker) eine gesättigte Lösung bildet. 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)}
Ein Gleichgewichtsausdruck für diese Reaktion kann wie für jede chemische Reaktion (Produkte über Reaktanten) geschrieben werden:
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 \}}}}
wobei Ko als thermodynamische Löslichkeitskonstante bezeichnet wird. Die geschweiften Klammern zeigen die Aktivität an. Die Aktivität eines reinen Feststoffs ist per Definition Einheit. Daher ist
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
Die Aktivität einer Substanz A in Lösung kann als Produkt der Konzentration und eines Aktivitätskoeffizienten γ ausgedrückt werden. Wenn Ko durch γ geteilt wird, wird die Löslichkeitskonstante Ks, Ks = {\ Anzeigestil K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
erhalten. Dies entspricht der Definition des Standardzustands als gesättigte Lösung, sodass der Aktivitätskoeffizient gleich eins ist. Die Löslichkeitskonstante ist nur dann eine echte Konstante, wenn der Aktivitätskoeffizient nicht durch das Vorhandensein anderer möglicherweise vorhandener gelöster Stoffe beeinflusst wird. Die Einheit der Löslichkeitskonstante ist die gleiche wie die Einheit der Konzentration des gelösten Stoffes. Für Saccharose ist K = 1,971 mol dm – 3 bei 25 ° C. Dies zeigt, dass die Löslichkeit von Saccharose bei 25 ° C nahezu 2 mol dm – 3 (540 g / l) beträgt. Saccharose ist insofern ungewöhnlich, als sie bei höheren Konzentrationen nicht leicht eine übersättigte Lösung bildet, wie dies bei den meisten anderen Kohlenhydraten der Fall ist.
Auflösung mit DissoziationEdit
Ionenverbindungen dissoziieren normalerweise in ihre Ionenbestandteile, wenn sie in Wasser auflösen. Zum Beispiel für Silberchlorid:
A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
Der Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion lautet:
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 \}}
wobei K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} ist Die thermodynamische Gleichgewichtskonstante und die Klammern zeigen die Aktivität an. Die Aktivität eines reinen Feststoffs ist per Definition gleich eins. Wenn die Löslichkeit des Salzes sehr niedrig ist, sind die Aktivitätskoeffizienten der Ionen in Lösung nahezu gleich eins. Indem sie so eingestellt werden, dass sie tatsächlich gleich eins sind, reduziert sich dieser Ausdruck auf den Löslichkeitsproduktausdruck:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Für 2: 2- und 3: 3-Salze wie CaSO4 und FePO4 der allgemeine Ausdruck für das Löslichkeitsprodukt ist das gleiche wie für einen 1: 1-Elektrolyten
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}}} (elektrische Ladungen sind in allgemeinen Ausdrücken zur Vereinfachung der Notation weggelassen)
Bei einem unsymmetrischen Salz wie Ca (OH) 2 ist der Löslichkeitsausdruck gegeben durch
C a (OH) 2 ⇋ C a 2 + + 2 OH – {\ Anzeigestil \ mathrm {Ca (OH) _ {2} \ leftrightharpoons {Ca} ^ {2 +} + 2OH ^ {-}}} K sp = 2 {\ Anzeigestil \ mathrm {K_ {sp} = ^ {2}} }
Im Allgemeinen gilt mit dem chemischen Gleichgewicht
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}}}
und die folgende Tabelle zeigen die Beziehung zwischen der Löslichkeit einer Verbindung und der Der Wert seines Löslichkeitsprodukts kann abgeleitet werden.
Löslichkeitsprodukte werden häufig in logarithmischer Form ausgedrückt. Somit ist für Calciumsulfat Ksp = 4,93 × 10 –5, log Ksp = –4,32. Je kleiner der Wert oder je negativer der logarithmische Wert ist, desto geringer ist die Löslichkeit.
Einige Salze sind in Lösung nicht vollständig dissoziiert. Beispiele hierfür sind MgSO4, das von Manfred Eigen bekanntermaßen sowohl als innerer als auch als äußerer Kugelkomplex im Meerwasser vorhanden ist. Die Löslichkeit solcher Salze wird nach dem in Auflösung mit Reaktion beschriebenen Verfahren berechnet.
HydroxidesEdit
Das Löslichkeitsprodukt für das Hydroxid eines Metallions, Mn +, wird üblicherweise wie folgt definiert:
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}}}
Allzweck-Computerprogramme sind jedoch so ausgelegt, dass sie Wasserstoffionenkonzentrationen mit den alternativen Definitionen verwenden.
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}}}
Für Hydroxide werden Löslichkeitsprodukte häufig in einer modifizierten Form, K * sp, unter Verwendung der Wasserstoffionenkonzentration anstelle der Hydroxidionenkonzentration angegeben. Die beiden Werte hängen mit der Selbstionisationskonstante für Wasser Kw zusammen.
K w = {\ Anzeigestil K_ {w} =} K sp ∗ = K sp (K w) n {\ Anzeigestil 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}}
Beispielsweise beträgt bei Umgebungstemperatur für Calciumhydroxid Ca (OH) 2 lg Ksp ca. −5 und lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Auflösung mit responseEdit
Wenn eine konzentrierte Lösung von Ammoniak zu einer Suspension von Silberchlorid gegeben wird, tritt eine Auflösung auf, weil ein Komplex von Ag + gebildet wird.
Eine typische Reaktion mit Auflösung beinhaltet eine schwache Base, B, die sich in einer sauren wässrigen Lösung löst. B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}
Diese Reaktion ist für pharmazeutische Produkte sehr wichtig. Ebenso wichtig ist die Auflösung schwacher Säuren in alkalischen Medien.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ Anzeigestil \ Mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
Das ungeladene Molekül hat normalerweise eine geringere Löslichkeit als die ionische Form, daher hängt die Löslichkeit vom pH-Wert und der Säuredissoziationskonstante des gelösten Stoffes ab. Der Begriff „Eigenlöslichkeit“ wird verwendet, um die Löslichkeit der nichtionisierten Form in Abwesenheit von Säure oder Alkali zu beschreiben. Das Auswaschen von Aluminiumsalzen aus Gesteinen und Boden durch sauren Regen ist ein weiteres Beispiel für die Auflösung mit Reaktion: Alumosilikate sind Basen, die mit der Säure unter Bildung löslicher Spezies wie Al3 + (aq) reagieren. Die Bildung eines chemischen Komplexes kann auch die Löslichkeit verändern. Ein bekanntes Beispiel ist die Zugabe einer konzentrierten Ammoniaklösung zu einer Suspension von Silberchlorid, wobei die Auflösung durch die Bildung eines Aminkomplexes begünstigt wird. A g C l (s) + 2 NH 3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq )}}
Wenn einer Suspension von Silberchlorid ausreichend Ammoniak zugesetzt wird, löst sich der Feststoff auf. Die Zugabe von Wasserenthärtern zu Waschpulvern, um die Bildung von Seifenschaum zu hemmen, liefert ein Beispiel von praktischer Bedeutung