Dizolvarea simplă Editați
Dizolvarea unui solid organic poate fi descrisă ca un echilibru între substanță în formele sale solide și dizolvate. De exemplu, când zaharoza (zahărul de masă) formează o soluție saturată
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)}
O expresie de echilibru pentru această reacție poate fi scrisă, ca și pentru orice reacție chimică (produse peste reactanți):
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 \}}}}
unde Ko se numește constanta de solubilitate termodinamică. Bretele indică activitate. Activitatea unui solid pur este, prin definiție, unitate. Prin urmare
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
Activitatea unei substanțe, A, în soluție poate fi exprimată ca produs al concentrației, și un coeficient de activitate, γ. Când Ko este împărțit la γ, se obține constanta de solubilitate, Ks,
K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
. Acest lucru este echivalent cu definirea stării standard ca soluție saturată astfel încât coeficientul de activitate să fie egal cu unul. Constanta de solubilitate este o constantă adevărată numai dacă coeficientul de activitate nu este afectat de prezența oricăror alte substanțe dizolvate care ar putea fi prezente. Unitatea constantei de solubilitate este aceeași cu unitatea de concentrație a solutului. Pentru zaharoză K = 1,971 mol dm − 3 la 25 ° C. Aceasta arată că solubilitatea zaharozei la 25 ° C este de aproape 2 mol dm − 3 (540 g / l). Zaharoza este neobișnuită prin faptul că nu formează cu ușurință o soluție suprasaturată la concentrații mai mari, la fel ca majoritatea celorlalți carbohidrați.
Dizolvarea cu disociere se dizolvă în apă. De exemplu, pentru clorură de argint: A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
Expresia constantei de echilibru pentru această reacție este:
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 \}}
unde este K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} constanta de echilibru termodinamic și bretele indică activitate. Activitatea unui solid pur este, prin definiție, egală cu una.
Când solubilitatea sării este foarte mică, coeficienții de activitate ai ionilor în soluție sunt aproape egali cu unul. Setându-le să fie de fapt egale cu una, această expresie se reduce la expresia produsului de solubilitate:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Pentru sărurile 2: 2 și 3: 3, cum ar fi CaSO4 și FePO4, expresia generală pentru produsul de solubilitate este același ca pentru un electrolit 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}}} (încărcările electrice sunt omisă în expresiile generale, pentru simplitatea notării)
Cu o sare nesimetrică ca Ca (OH) 2 expresia solubilității este dată de
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}} }
În general, cu echilibrul chimic
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}}}}
și tabelul următor, care arată relația dintre solubilitate a unui compus și a valoarea produsului său de solubilitate, poate fi derivată.
Produsele de solubilitate sunt adesea exprimate în formă logaritmică. Astfel, pentru sulfatul de calciu, Ksp = 4,93 × 10-5, log Ksp = -4,32. Cu cât valoarea este mai mică sau cu cât este mai negativă valoarea jurnalului, cu atât solubilitatea este mai mică.
Unele săruri nu sunt complet disociate în soluție. Exemplele includ MgSO4, cunoscut descoperit de Manfred Eigen pentru a fi prezent în apa de mare atât ca complex de sferă interioară, cât și ca complex de sferă exterioară. Solubilitatea acestor săruri este calculată prin metoda prezentată în dizolvarea cu reacție.
HydroxidesEdit
Produsul de solubilitate pentru hidroxidul unui ion metalic, Mn +, este de obicei definit, după cum urmează:
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}}}
Cu toate acestea, programele de calculator cu scop general sunt concepute pentru a utiliza concentrații de ioni de hidrogen cu definițiile 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}}}
Pentru hidroxizi, produsele de solubilitate sunt adesea date într-o formă modificată, K * sp, utilizând concentrația de ioni de hidrogen în locul concentrației de ioni de hidroxid. Cele două valori sunt corelate de constanta de autoionizare pentru apă, 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}}
De exemplu, la temperatura ambiantă, pentru hidroxid de calciu, Ca (OH) 2, lg Ksp este de cca. −5 și lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Dizolvarea cu reactionEdit
Când se adaugă o soluție concentrată de amoniac la o suspensie de dizolvare a clorurii de argint, deoarece se formează un complex de Ag +
O reacție tipică cu dizolvare implică o bază slabă, B, dizolvându-se într-o soluție apoasă acidă.
B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}
Această reacție este foarte importantă pentru produsele farmaceutice. La fel de importantă este dizolvarea acizilor slabi în medii alcaline.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
Molecula neîncărcată are de obicei o solubilitate mai mică decât forma ionică, deci solubilitatea depinde de pH și de constanta de disociere a acidului solutului. Termenul de „solubilitate intrinsecă” este folosit pentru a descrie solubilitatea formei neionizate în absența acidului sau a alcalinilor.
Leșierea sărurilor de aluminiu din roci și sol prin ploi acide este un alt exemplu de dizolvare cu reacție: alumino-silicații sunt baze care reacționează cu acidul pentru a forma specii solubile, cum ar fi Al3 + (aq).
Formarea unui complex chimic poate schimba, de asemenea, solubilitatea. Un exemplu bine cunoscut este adăugarea unei soluții concentrate de amoniac la o suspensie de clorură de argint, în care dizolvarea este favorizată de formarea unui complex de amină.
A g C l (s) + 2 NH 3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq )}}
Când se adaugă suficient amoniac la o suspensie de clorură de argint, solidul se dizolvă. Adăugarea de dedurizatori de apă la pulberile de spălat pentru a inhiba formarea de spumă de săpun oferă un exemplu de importanță practică.