Løselighetsvekt

Enkel oppløsning Rediger

Oppløsning av et organisk fast stoff kan beskrives som en likevekt mellom stoffet i dets faste og oppløste former. For eksempel når sukrose (bordsukker) danner en mettet løsning

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 likevektsuttrykk for denne reaksjonen kan skrives, som for enhver kjemisk reaksjon (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)} \ høyre \}} {\ venstre \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ { 22} {O} _ {11} (s)} \ høyre \}}}}

der Ko kalles den termodynamiske løselighetskonstanten. Bøylene indikerer aktivitet. Aktiviteten til et rent fast stoff er per definisjon enhet. Derfor

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

Aktiviteten til et stoff, A, i løsning kan uttrykkes som produktet av konsentrasjonen, og en aktivitetskoeffisient, γ. Når Ko er delt med γ, oppnås løselighetskonstanten, Ks,

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

. Dette tilsvarer å definere standardtilstanden som den mettede løsningen, slik at aktivitetskoeffisienten er lik en. Løselighetskonstanten er bare en sann konstant hvis aktivitetskoeffisienten ikke påvirkes av tilstedeværelsen av andre oppløste stoffer. Enheten til løselighetskonstanten er den samme som konsentrasjonen av løsemidlet. For sukrose K = 1,971 mol dm − 3 ved 25 ° C. Dette viser at løseligheten av sukrose ved 25 ° C er nesten 2 mol dm − 3 (540 g / l). Sukrose er uvanlig ved at den ikke lett danner en overmettet løsning ved høyere konsentrasjoner, som de fleste andre karbohydrater.

Oppløsning med dissosiasjonEdit

Joniske forbindelser dissosieres normalt i deres bestanddeler når de oppløses i vann. 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)} ^ {-}}}

Uttrykket for likevektskonstanten for denne reaksjonen er:

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

der K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} er den termodynamiske likevektskonstanten og bukseseler indikerer aktivitet. Aktiviteten til et rent fast stoff er per definisjon lik en.

Når saltets løselighet er veldig lav, er aktivitetskoeffisientene til ionene i oppløsningen nesten like en. Ved å sette dem til å være faktisk like ett reduseres dette uttrykket til løselighetsproduktuttrykket:

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

For 2: 2 og 3: 3 salter, som CaSO4 og FePO4, er det generelle uttrykket for løselighetsproduktet er det samme som for en 1: 1 elektrolytt

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 ladninger er utelatt i generelle uttrykk, for enkelthet i notasjon)

Med et usymmetrisk salt som Ca (OH) 2 er løselighetsuttrykket gitt av

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 kjemiske likevekten

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 tabellen nedenfor, som viser forholdet mellom løseligheten av en forbindelse og verdien av dets løselighetsprodukt, kan avledes.

Løselighetsprodukter uttrykkes ofte i logaritmisk form. Således, for kalsiumsulfat, Ksp = 4,93 × 10−5, logg Ksp = −4,32. Jo mindre verdien, eller jo mer negativ loggverdien, jo lavere løselighet.

Noen salter er ikke fullstendig dissosiert i løsningen. Eksempler inkluderer MgSO4, kjent som Manfred Eigen oppdaget for å være tilstede i sjøvann som både et indre kulekompleks og et ytre kulekompleks. Løseligheten til slike salter beregnes ved metoden skissert i oppløsning med reaksjon.

HydroxidesEdit

Løselighetsproduktet for hydroksidet av et metallion, Mn +, er vanligvis definert 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 generelle dataprogrammer designet for å bruke hydrogenionkonsentrasjoner med de alternative definisjonene.

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}}}

For hydroksider blir løselighetsprodukter ofte gitt i en modifisert form, K * sp, ved å bruke hydrogenionkonsentrasjon i stedet for hydroksydionkonsentrasjon. De to verdiene er relatert av selvioniseringskonstanten for vann, 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 kalsiumhydroksid, er Ca (OH) 2, lg Ksp ca. −5 og lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.

Oppløsning med reaksjonEdit

En typisk reaksjon med oppløsning innebærer en svak base, B, som oppløses i en sur vandig løsning.

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

Denne reaksjonen er veldig viktig for farmasøytiske produkter. Oppløsning av svake syrer i alkaliske medier er like viktig.

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

Det uladede molekylet har vanligvis lavere løselighet enn den ioniske formen, så løseligheten avhenger av pH og den sure dissosiasjonskonstanten av det oppløste stoffet. Uttrykket «indre løselighet» brukes til å beskrive løseligheten til den ikke-ioniserte formen i fravær av syre eller alkali.

Utlekking av aluminiumsalter fra bergarter og jord ved sur nedbør er et annet eksempel på oppløsning med reaksjon: aluminosilikater er baser som reagerer med syren og danner løselige arter, slik som Al3 + (aq).

Dannelse av et kjemisk kompleks kan også endre løselighet. Et velkjent eksempel er tilsetning av en konsentrert oppløsning av ammoniakk til en suspensjon av sølvklorid, hvor oppløsningen er favorisert ved dannelsen av et aminkompleks.

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

Når det tilsettes tilstrekkelig ammoniakk til en suspensjon av sølvklorid, oppløses det faste stoffet. Tilsetningen av vannmyknere til vaskepulver for å hemme dannelsen av såpeskum gir et eksempel på praktisk betydning.