Simple dissolutionEdit
A dissolução de um sólido orgânico pode ser descrita como um equilíbrio entre a substância em suas formas sólida e dissolvida. Por exemplo, quando a sacarose (açúcar de mesa) forma uma solução saturada
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)}
Uma expressão de equilíbrio para esta reação pode ser escrita, como para qualquer reação química (produtos sobre reagentes):
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 \}}}}
onde Ko é chamado de constante de solubilidade termodinâmica. As chaves indicam atividade. A atividade de um sólido puro é, por definição, unidade. Portanto
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
A atividade de uma substância, A, em solução pode ser expressa como o produto da concentração,, e um coeficiente de atividade, γ. Quando Ko é dividido por γ, a constante de solubilidade, Ks,
K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
é obtida. Isso é equivalente a definir o estado padrão como a solução saturada de modo que o coeficiente de atividade seja igual a um. A constante de solubilidade é uma constante verdadeira apenas se o coeficiente de atividade não for afetado pela presença de quaisquer outros solutos que possam estar presentes. A unidade da constante de solubilidade é a mesma que a unidade da concentração do soluto. Para sacarose, K = 1,971 mol dm − 3 a 25 ° C. Isso mostra que a solubilidade da sacarose a 25 ° C é quase 2 mol dm-3 (540 g / l). A sacarose é incomum porque não forma facilmente uma solução supersaturada em concentrações mais altas, como a maioria dos outros carboidratos.
Dissolução com dissociaçãoEdit
Os compostos iônicos normalmente se dissociam em seus íons constituintes quando dissolver na água. Por exemplo, para cloreto de prata:
A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
A expressão para a constante de equilíbrio para esta reação é:
K ⊖ = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {AgCl (s)} = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ direita \} \ esquerda \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ direita \}} {\ left \ {{\ ce {AgCl _ {(s)}}} \ right \}}} = \ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \} \ left \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \}}
onde K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} é a constante de equilíbrio termodinâmico e as chaves indicam atividade. A atividade de um sólido puro é, por definição, igual a um.
Quando a solubilidade do sal é muito baixa, os coeficientes de atividade dos íons em solução são quase iguais a um. Ao defini-los como realmente iguais a um, esta expressão se reduz à expressão do produto de solubilidade:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Para sais 2: 2 e 3: 3, como CaSO4 e FePO4, a expressão geral para o produto de solubilidade é o mesmo que para um eletrólito 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}}} (cargas elétricas são omitido em expressões gerais, para simplicidade de notação)
Com um sal assimétrico como Ca (OH) 2, a expressão de solubilidade é dada por
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}} }
Em geral, com o equilíbrio químico
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 a seguinte tabela, mostrando a relação entre a solubilidade de um composto e o valor de seu produto de solubilidade, pode ser derivado.
Os produtos de solubilidade são freqüentemente expressos na forma logarítmica. Assim, para o sulfato de cálcio, Ksp = 4,93 × 10−5, log Ksp = −4,32. Quanto menor o valor, ou mais negativo o valor do log, menor a solubilidade.
Alguns sais não estão totalmente dissociados na solução. Os exemplos incluem MgSO4, famoso por Manfred Eigen como estando presente na água do mar como um complexo de esfera interna e um complexo de esfera externa. A solubilidade de tais sais é calculada pelo método delineado na dissolução com reação.
HydroxidesEdit
O produto de solubilidade para o hidróxido de um íon metálico, Mn +, é geralmente definido como 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}}}
No entanto, programas de computador de uso geral são projetados para usar concentrações de íons de hidrogênio com as definições alternativas.
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}}}
Para hidróxidos, os produtos de solubilidade são freqüentemente fornecidos em uma forma modificada, K * sp, usando concentração de íon hidrogênio no lugar da concentração de íon hidróxido. Os dois valores estão relacionados pela constante de autoionização da água, 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}}
Por exemplo, à temperatura ambiente, para hidróxido de cálcio, Ca (OH) 2, lg Ksp é ca. −5 e lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Dissolução com reaçãoEdit
Quando uma solução concentrada de amônia é adicionada a uma suspensão de cloreto de prata, a dissolução ocorre porque um complexo de Ag + é formado
Uma reação típica com dissolução envolve uma base fraca, B, dissolvendo-se em uma solução aquosa ácida.
B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}
Esta reação é muito importante para produtos farmacêuticos. A dissolução de ácidos fracos em meio alcalino é igualmente importante.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
A molécula sem carga geralmente tem menor solubilidade do que a forma iônica, então a solubilidade depende do pH e da constante de dissociação de ácido do soluto. O termo “solubilidade intrínseca” é usado para descrever a solubilidade da forma não ionizada na ausência de ácido ou álcali.
A lixiviação de sais de alumínio de rochas e solo por chuva ácida é outro exemplo de dissolução com reação: alumino-silicatos são bases que reagem com o ácido para formar espécies solúveis, como Al3 + (aq).
A formação de um complexo químico também pode alterar a solubilidade. Um exemplo bem conhecido é a adição de uma solução concentrada de amônia a uma suspensão de cloreto de prata, em que a dissolução é favorecida pela formação de um complexo de amina.
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 amônia suficiente é adicionada a uma suspensão de cloreto de prata, o sólido se dissolve. A adição de amaciantes de água aos detergentes em pó para inibir a formação de espuma de sabão fornece um exemplo de importância prática.