Oplosbaarheidsevenwicht

Simple dissolutionEdit

Het oplossen van een organische vaste stof kan worden beschreven als een evenwicht tussen de stof in zijn vaste en opgeloste vormen. Als sucrose (tafelsuiker) bijvoorbeeld een verzadigde oplossing vormt

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)}

Een evenwichtsuitdrukking voor deze reactie kan worden geschreven, zoals voor elke chemische reactie (producten boven reactanten):

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 \}}}}

waarbij Ko de thermodynamische oplosbaarheidsconstante wordt genoemd. De beugels geven activiteit aan. De activiteit van een zuivere vaste stof is per definitie eenheid. Daarom

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

De activiteit van een stof, A, in oplossing kan worden uitgedrukt als het product van de concentratie, en een activiteitscoëfficiënt, γ. Als Ko wordt gedeeld door γ, wordt de oplosbaarheidsconstante, Ks,

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

verkregen. Dit komt overeen met het definiëren van de standaardtoestand als de verzadigde oplossing, zodat de activiteitscoëfficiënt gelijk is aan één. De oplosbaarheidsconstante is alleen een echte constante als de activiteitscoëfficiënt niet wordt beïnvloed door de aanwezigheid van andere opgeloste stoffen die aanwezig kunnen zijn. De eenheid van de oplosbaarheidsconstante is dezelfde als de eenheid van de concentratie van de opgeloste stof. Voor sucrose K = 1.971 mol dm − 3 bij 25 ° C. Dit toont aan dat de oplosbaarheid van sucrose bij 25 ° C bijna 2 mol dm − 3 (540 g / l) is. Sucrose is ongebruikelijk omdat het niet gemakkelijk een oververzadigde oplossing vormt bij hogere concentraties, zoals de meeste andere koolhydraten.

Oplossen met dissociatieEdit

Ionische verbindingen dissociëren gewoonlijk in hun samenstellende ionen wanneer ze oplossen in water. Voor zilverchloride bijvoorbeeld:

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

De uitdrukking voor de evenwichtsconstante voor deze reactie is:

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 \}}

waarbij K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} is de thermodynamische evenwichtsconstante en accolades geven activiteit aan. De activiteit van een zuivere vaste stof is per definitie gelijk aan één.

Wanneer de oplosbaarheid van het zout erg laag is, zijn de activiteitscoëfficiënten van de ionen in oplossing bijna gelijk aan één. Door ze in te stellen op feitelijk gelijk aan één, reduceert deze uitdrukking tot de oplosbaarheidsproductuitdrukking:

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

Voor 2: 2 en 3: 3 zouten, zoals CaSO4 en FePO4, de algemene uitdrukking voor het oplosbaarheidsproduct is hetzelfde als voor een 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}}} (elektrische ladingen zijn weggelaten in algemene uitdrukkingen, voor de eenvoud van notatie)

Met een asymmetrisch zout zoals Ca (OH) 2 wordt de oplosbaarheidsexpressie gegeven door

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 het algemeen, met het chemisch evenwicht

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}}}}

en de volgende tabel, waarin de relatie tussen de oplosbaarheid van een verbinding en de waarde van zijn oplosbaarheidsproduct kan worden afgeleid.

Oplosbaarheidsproducten worden vaak uitgedrukt in logaritmische vorm. Dus voor calciumsulfaat, Ksp = 4,93 x 10−5, log Ksp = −4,32. Hoe kleiner de waarde, of hoe negatiever de logwaarde, hoe lager de oplosbaarheid.

Sommige zouten zijn in oplossing niet volledig gedissocieerd. Voorbeelden zijn onder meer MgSO4, beroemd ontdekt door Manfred Eigen om aanwezig te zijn in zeewater als zowel een binnenste bolcomplex als een buitenste bolcomplex. De oplosbaarheid van dergelijke zouten wordt berekend volgens de methode die wordt beschreven bij oplossen door reactie.

HydroxidesEdit

Het oplosbaarheidsproduct voor het hydroxide van een metaalion, Mn +, wordt gewoonlijk als volgt gedefinieerd:

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}}}

Computerprogramma’s voor algemeen gebruik zijn echter ontworpen om waterstofionenconcentraties te gebruiken met de alternatieve definities.

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}}}

Voor hydroxiden worden oplosbaarheidsproducten vaak gegeven in een gemodificeerde vorm, K * sp, met waterstofionenconcentratie in plaats van hydroxide-ionenconcentratie. De twee waarden zijn gerelateerd aan de zelfionisatieconstante voor water, 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}}

Bijvoorbeeld, bij omgevingstemperatuur, voor calciumhydroxide, Ca (OH) 2, is lg Ksp ca. −5 en lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.

Ontbinding met reactionEdit

Een typische reactie met oplossen omvat een zwakke base, B, oplossen in een zure waterige oplossing.

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

Deze reactie is erg belangrijk voor farmaceutische producten. Het oplossen van zwakke zuren in alkalische media is even belangrijk.

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

Het ongeladen molecuul heeft gewoonlijk een lagere oplosbaarheid dan de ionische vorm, dus de oplosbaarheid hangt af van de pH en de zuurdissociatieconstante van de opgeloste stof. De term “intrinsieke oplosbaarheid” wordt gebruikt om de oplosbaarheid van de niet-geïoniseerde vorm in afwezigheid van zuur of alkali te beschrijven.

Uitloging van aluminiumzouten uit gesteenten en grond door zure regen is een ander voorbeeld van oplossen met reactie: alumino-silicaten zijn basen die reageren met het zuur om oplosbare soorten te vormen, zoals Al3 + (aq).

De vorming van een chemisch complex kan ook de oplosbaarheid veranderen. Een bekend voorbeeld is de toevoeging van een geconcentreerde oplossing van ammoniak aan een suspensie van zilverchloride, waarbij het oplossen wordt bevorderd door de vorming van een amminecomplex.

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

Als er voldoende ammoniak wordt toegevoegd aan een suspensie van zilverchloride, lost de vaste stof op. De toevoeging van waterontharders aan waspoeders om de vorming van zeepresten tegen te gaan, is een voorbeeld van praktisch belang.