Равновесие растворимости

редактировать

Равновесие растворимости - это тип динамического равновесия, которое существует, когда химическое соединение в твердом состоянии находится в химическом равновесии с раствором этого соединения. Твердое вещество может растворяться без изменений при диссоциации или химической реакции с другим компонентом раствора, таким как кислота или щелочь. Каждое равновесие растворимости характеризуется зависящим от температуры произведением растворимости, которое действует как константа равновесия . Равновесия растворимости важны в фармацевтических, экологических и многих других сценариях.

Содержание

  • 1 Определения
  • 2 Влияние условий
    • 2.1 Влияние температуры
    • 2.2 Влияние обычных ионов
    • 2.3 Влияние размера частиц
    • 2.4 Солевые эффекты
    • 2.5 Фазовый эффект
    • 2.6 Влияние давления
  • 3 Количественные аспекты
    • 3.1 Простое растворение
    • 3.2 Растворение с диссоциацией
      • 3.2.1 Гидроксиды
    • 3.3 Растворение по реакции
  • 4 Экспериментальное определение
    • 4.1 Статические методы
    • 4.2 Динамические методы
  • 5 См. Также
  • 6 Ссылки
  • 7 Внешние ссылки

Определения

Равновесие растворимости существует, когда химическое соединение в твердом состояние находится в химическом равновесии с раствором, содержащим соединение. Этот тип равновесия является примером динамического равновесия, поскольку некоторые отдельные молекулы мигрируют между твердой фазой и фазой раствора, так что скорости растворения и осаждения равны для другого. Когда устанавливается равновесие, раствор называется насыщенным. Концентрация растворенного вещества в насыщенном растворе известна как растворимость. Единицы растворимости могут быть молярными (моль-дм) или выражаться как масса на единицу объема, например мкг мл. Растворимость зависит от температуры. Раствор, содержащий более высокую концентрацию растворенного вещества, чем его растворимость, называется перенасыщенным. Перенасыщенный раствор может быть приведен в состояние равновесия путем добавления «затравки», которая может быть крошечным кристаллом растворенного вещества или крошечной твердой частицей, которая инициирует осаждение.

Существует три основных типа равновесия растворимости.

  1. Простое растворение.
  2. Растворение с реакцией диссоциации. Это характерно для солей. Константа равновесия в этом случае известна как произведение растворимости.
  3. Растворение с реакцией ионизации. Это характерно для растворения слабых кислот или слабых оснований в различных водных средах pH.

. В каждом случае константа равновесия может быть указана как частное. из мероприятий. Эта константа равновесия безразмерна, поскольку активность является безразмерной величиной. Однако использование активности очень неудобно, поэтому константу равновесия обычно делят на частное от коэффициентов активности, чтобы получить частное от концентраций. Подробнее см. химический состав равновесия # Константа равновесия. Более того, активность твердого тела по определению равна 1, поэтому в определяющем выражении она опускается.

Для химического равновесия

A p B q ⇋ p A + q B {\ displaystyle \ mathrm {A} _ {p} \ mathrm {B} _ {q} \ leftrightharpoons p \ mathrm { A} + q \ mathrm {B}}{\ displaystyle \ mathrm {A} _ {p} \ mathrm {B} _ {q} \ leftrightharpoons p \ mathrm {A } + q \ mathrm {B}}

произведение растворимости K sp для соединения A pBqопределяется следующим образом:

K sp = [A] p [B] q {\ displaystyle K_ {sp} = [\ mathrm {A}] ^ {p} [\ mathrm {B}] ^ {q}}{\ displaystyle K_ {sp} = [\ mathrm {A}] ^ {p} [\ mathrm {B}] ^ {q}}

где [A] и [B] - концентрации A и B в насыщенный раствор. Продукт растворимости имеет функциональность, аналогичную константе равновесия, хотя формально K sp имеет размер (концентрация).

Влияние условий

Влияние температуры

SolubilityVsTemperature.png

Растворимость чувствительна к изменениям температуры. Например, сахар лучше растворяется в горячей воде, чем в холодной. Это происходит потому, что продукты растворимости, как и другие типы констант равновесия, являются функциями температуры. В соответствии с принципом Ле-Шателье, когда процесс растворения эндотермический (поглощается тепло), растворимость увеличивается с повышением температуры. Этот эффект является основой процесса перекристаллизации, который можно использовать для очистки химического соединения. Когда растворение является экзотермическим (выделяется тепло), растворимость уменьшается с повышением температуры. Сульфат натрия проявляет повышенную растворимость при температуре ниже примерно 32,4 ° C, но уменьшающуюся растворимость при более высокой температуре. Это связано с тем, что твердая фаза представляет собой декагидрат (Na. 2SO. 4· 10H. 2O) ниже температуры перехода, но другой гидрат выше этой температуры.

Зависимость от температуры растворимости для идеального раствора (достигается для веществ с низкой растворимостью) дается следующим выражением, содержащим энтальпию плавления Δ m H и мольную долю растворенного вещества при насыщенность:

(∂ ln ⁡ xi ∂ T) P = H ¯ i, aq - H i, cr RT 2 {\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ ln x_ {i}} {\ partial T }} \ right) _ {P} = {\ frac {{\ bar {H}} _ {i, \ mathrm {aq}} -H_ {i, \ mathrm {cr}}} {RT ^ {2}} }}{\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ ln x_ {i}} {\ partial T}} \ right) _ {P} = {\ frac {{\ bar {H}} _ {i, \ mathrm {aq}} -H_ {i, \ mathrm {cr}}} {RT ^ {2}}}}

где H ¯ i, aq {\ displaystyle {\ bar {H}} _ {i, \ mathrm {aq}}}{\ displaystyle {\ bar {H}} _ {я, \ mathrm {aq}}} - парциальная молярная энтальпия растворенного вещества при бесконечном разбавлении и H i, cr {\ displaystyle H_ {i, \ mathrm {cr}}}{\ displaystyle H_ {i, \ mathrm {cr}}} энтальпии на моль чистого кристалла.

Это дифференциальное выражение для неэлектролита можно проинтегрировать в температурном интервале, чтобы получить:

ln ⁡ xi = Δ m H i R (1 / T f - 1 / T) {\ displaystyle \ ln x_ {i} = {\ frac {\ Delta _ {m} H_ {i}} {R}} \ left (1 / T_ {f} -1 / T \ right)}{\ displaystyle \ ln x_ {i} = {\ frac {\ Delta _ {m} H_ {i} } {R}} \ left (1 / T_ {f} -1 / T \ right)}

Для неидеальных растворов активность растворенного вещества в насыщение появляется вместо растворимости мольной доли в производной по отношению к растворимости. температура:

(∂ ln ⁡ ai ∂ T) P = H i, aq - H i, cr RT 2 {\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ ln a_ {i}} {\ partial T}) } \ right) _ {P} = {\ frac {H_ {i, \ mathrm {aq}} -H_ {i, \ mathrm {cr}}} {RT ^ {2}}}}{\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ ln a_ {i}} {\ partial T}} \ right) _ {P} = {\ frac {H_ {i, \ mathrm {aq}} -H_ {i, \ mathrm {cr}}} {RT ^ {2}}}}

Обычный ион эффект

эффект обычного иона - это эффект уменьшения растворимости одной соли, когда также присутствует другая соль, имеющая общий ион. Например, растворимость хлорида серебра, AgCl, снижается, когда хлорид натрия, источник обычного хлорида иона, добавляется к суспензии AgCl в воде.

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

растворимость S в отсутствие общего иона можно рассчитать следующим образом. Концентрации [Ag] и [Cl] равны, потому что один моль AgCl диссоциирует на один моль Ag и один моль Cl. Обозначим концентрацию [Ag] (aq) через x.

К sp = [A g +] [C l -] = x 2 {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {[Ag ^ {+}] [Cl ^ {-}]} = x ^ {2 }}{\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {[Ag ^ {+}] [Cl ^ {-}]} = x ^ {2}}
x = K sp {\ displaystyle x = {\ sqrt {K_ {sp}}}}{\ displaystyle x = { \ sqrt {K_ {sp}}}}

Kspдля AgCl равен 1,77 × 10 моль-дм при 25 ° C, поэтому растворимость составляет 1,33 × 10 моль дм.

Теперь предположим, что хлорид натрия также присутствует в концентрации 0,01 моль-дм. Растворимость, игнорируя любое возможное влияние ионов натрия, теперь рассчитывается по формуле

K sp '= x (0,01 + x) {\ displaystyle K_ {sp} ^ {'} = \ mathrm {x (0,01 + x) }}{\displaystyle K_{sp}^{'}=\mathrm {x(0.01+x)} }

Это квадратное уравнение относительно x, которое также равно разрешимости.

x 2 + 0,01 x - K sp '= 0 {\ displaystyle x ^ {2} + 0,01x-K_ {sp} ^ {'} = 0}{\displaystyle x^{2}+0.01x-K_{sp}^{'}=0}

В случае хлорида серебра x очень много меньше 0,01x, поэтому этот термин можно игнорировать. Следовательно,

Растворимость = K sp '= K sp 0,01 {\ displaystyle K_ {sp} ^ {'} = {\ frac {K_ {sp}} {0,01}}}{\displaystyle K_{sp}^{'}={\frac {K_{sp}}{0.01}}}= 1,77 × 10 моль-дм

- значительное снижение с 1,33 × 10 моль-дм. В гравиметрическом анализе серебра снижение растворимости из-за общего ионного эффекта используется для обеспечения «полного» осаждения AgCl.

Влияние размера частиц

Термодинамическая константа растворимости определяется для больших монокристаллов. Растворимость будет увеличиваться с уменьшением размера частицы (или капли) растворенного вещества из-за дополнительной поверхностной энергии. Этот эффект обычно невелик, если частицы не становятся очень маленькими, обычно менее 1 мкм. Влияние размера частиц на константу растворимости можно количественно оценить следующим образом:

log ⁡ (∗ KA) = log ⁡ (∗ KA → 0) + γ A m 3,454 RT {\ displaystyle \ log (^ {*} K_ {A}) = \ log (^ {*} K_ {A \ to 0}) + {\ frac {\ gamma A _ {\ mathrm {m}}} {3.454RT}}}{\ displaystyle \ log (^ {*} K_ {A}) = \ log (^ {*} K_ { A \ to 0}) + {\ frac {\ gamma A _ {\ mathrm {m}}} {3.454RT}}}

где * K A - константа растворимости для частиц растворенного вещества с молярной площадью поверхности A, * K A → 0 - константа растворимости для вещества с молярной площадью поверхности, стремящейся к нулю (т. Е. Когда частицы большие), γ - поверхностное натяжение частицы растворенного вещества в растворителе, A m - молярная площадь поверхности растворенного вещества (в м / моль), R - универсальная газовая постоянная, а T - абсолютная температура.

солевые эффекты

солевые эффекты (высаливание в и высаливание ) относится к тому факту, что присутствие соли, не имеющей общего иона с растворенным веществом, оказывает влияние на ионную силу раствора и, следовательно, на коэффициенты активности, так что константа равновесия, выраженная как коэффициент концентрации, изменяется.

Фазовый эффект

Равновесия определены для конкретных кристаллических фаз. Следовательно, ожидается, что произведение растворимости будет различным в зависимости от фазы твердого вещества. Например, арагонит и кальцит будут иметь разные продукты растворимости, даже если они оба имеют одинаковую химическую идентичность (карбонат кальция ). При любых данных условиях одна фаза будет термодинамически более стабильной, чем другая; следовательно, эта фаза образуется при установлении термодинамического равновесия. Однако кинетические факторы могут способствовать образованию неблагоприятного осадка (например, арагонита), который, как говорят, находится в метастабильном состоянии.

В фармакологии метастабильное состояние иногда называют аморфным состоянием. Аморфные лекарства обладают более высокой растворимостью, чем их кристаллические аналоги, из-за отсутствия дальних взаимодействий, присущих кристаллической решетке. Таким образом, для сольватации молекул в аморфной фазе требуется меньше энергии. Влияние аморфной фазы на растворимость широко используется для повышения растворимости лекарств.

Влияние давления

Для конденсированных фаз (твердых и жидких) зависимость растворимости от давления обычно является слабым, и на практике им обычно пренебрегают. Предполагая идеальное решение, зависимость можно количественно выразить как:

(∂ ln ⁡ xi ∂ P) T = - V ¯ i, aq - V i, cr RT {\ displaystyle \ left ({ \ frac {\ partial \ ln x_ {i}} {\ partial P}} \ right) _ {T} = - {\ frac {{\ bar {V}} _ {i, \ mathrm {aq}} -V_ {i, \ mathrm {cr}}} {RT}}}{\ d isplaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ ln x_ {i}} {\ partial P}} \ right) _ {T} = - {\ frac {{\ bar {V}} _ {i, \ mathrm { aq}} -V_ {я, \ mathrm {cr}}} {RT}}}

где x i - мольная доля i-го компонента в растворе, P - давление, T - абсолютная температура, V i, aq - это парциальный молярный объем i-го компонента в растворе, V i, cr - парциальный молярный объем i-го компонента в растворе. растворение твердого вещества, а R - универсальная газовая постоянная.

. Зависимость растворимости от давления иногда имеет практическое значение. Например, обрастание нефтяных месторождений и скважин с помощью сульфата кальция (которое снижает его растворимость при понижении давления) может привести к снижению производительности со временем.

Количественные аспекты

Простое растворение

Растворение органического твердого вещества можно описать как равновесие между веществом в его твердой и растворенной формах. Например, когда сахароза (столовый сахар) образует насыщенный раствор

C 12 H 22 O 11 (s) ⇋ C 12 H 22 O 11 (водный раствор) {\ displaystyle \ mathrm {C_ {12 } H_ {22} O_ {11} (s) \ leftrightharpoons C_ {12} H_ {22} O_ {11}} (aq)}{\ displaystyle \ mathrm {C_ {12} H_ {22} O_ {11} (s) \ leftrightharpoons C_ {12} H_ {22} O_ {11}} (водн.) }

Равновесное выражение для этой реакции может быть записано, как и для любой химической реакции ( продукты над реагентами):

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

где K называется термодинамической константой растворимости. Фигурные скобки указывают на действие. Активность чистого твердого тела по определению есть единство. Следовательно,

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

Активность вещества A в растворе может быть выражена как произведение концентрации [A] и коэффициента активности, γ. Когда K делится на γ, константа растворимости, K s,

K s = [C 12 H 22 O 11 (aq)] {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left [\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right] \,}{\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left [\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O } _ {11} (aq)} \ right] \,}

получено. Это эквивалентно определению стандартного состояния как насыщенного раствора, так что коэффициент активности равен единице. Константа растворимости является истинной константой только в том случае, если на коэффициент активности не влияет присутствие любых других растворенных веществ, которые могут присутствовать. Единица измерения постоянной растворимости такая же, как и единица концентрации растворенного вещества. Для сахарозы K = 1,971 моль-дм при 25 ° C. Это показывает, что растворимость сахарозы при 25 ° C составляет около 2 моль-дм (540 г / л). Сахароза необычна тем, что с трудом образует перенасыщенный раствор при более высоких концентрациях, как большинство других углеводов. =

Растворение с диссоциацией

Ионные соединения обычно диссоциируют на составляющие ионы, когда они растворяются в воде. Например, для хлорида серебра :

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

Выражение константы равновесия для этой реакции:

K ⊖ = {Ag + (водный раствор)} {Cl - (водный раствор)} {AgCl (s)} = {Ag + (водный раствор)} {Cl - (водный раствор)} {\ 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 \}}{\ 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 \}}

где K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus }}{\ displaystyle K ^ {\ ominus}} - константа термодинамического равновесия, а фигурные скобки указывают активность. Активность чистого твердого вещества по определению равна единице.

Когда растворимость соли очень низкая, коэффициенты активности ионов в растворе почти равны единице. Устанавливая их фактически равными единице, это выражение сводится к выражению произведения растворимости :

K sp = [Ag +] [Cl -] = [Ag +] 2 = [Cl -] 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} = [{\ ce {Ag +}}] [{\ ce {Cl -}}] = [{\ ce {Ag +}}] ^ {2} = [{ \ ce {Cl -}}] ^ {2}. \,}{\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} = [{\ ce {Ag +}}] [{\ ce {Cl -}}] = [{\ ce {Ag +}}] ^ {2} = [{ \ ce {Cl -}}] ^ {2}. \,}

Для солей 2: 2 и 3: 3, таких как CaSO 4 и FePO 4, общее выражение для произведения растворимости такое же, как для электролита 1: 1

AB ⇋ A p + + B p - {\ displaystyle \ mathrm {AB} \ leftrightharpoons \ mathrm {A} ^ {p +} + \ mathrm {B} ^ {p-}}{\ displaystyle \ mathrm {AB} \ leftrightharpoons \ mathrm {A} ^ {p +} + \ mathrm {B} ^ {p-}}
К sp = [A] [B] = [A] 2 = [B] 2 {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {[A] [B]} = \ mathrm {[A] ^ {2}} = \ mathrm {[B] ^ {2}}}{\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {[A] [B]} = \ mathrm {[A] ^ {2}} = \ mathrm {[B] ^ {2}}} (электрические заряды опускаются в общих выражениях для простоты обозначений)

С несимметричным соли, такие как Ca (OH) 2, выражение растворимости дается как

C a (OH) 2 ⇋ C a 2 + + 2 OH - {\ displaystyle \ mathrm {Ca (OH) _ {2 } \ leftrightharpoons {Ca} ^ {2 +} + 2OH ^ {-}}}{\ displaystyle \ mathrm {Ca (OH) _ {2} \ leftrightharpoons {Ca} ^ {2 +} + 2OH ^ {-}}}
K sp = [C a] [OH] 2 {\ displaystyle \ mathrm {K_ {sp} = [Ca] [OH] ^ {2}}}{\ displaystyle \ mathrm {K_ {sp} = [Ca] [OH] ^ {2}}}

Поскольку концентрация гидроксид-ионов в два раза превышает концентрацию ионов кальция, это сокращается до K sp = [C a] 3 {\ disp laystyle \ mathrm {K_ {sp} = [Ca] ^ {3}}}{\ displaystyle \ mathrm {K_ {sp} = [Ca] ^ {3}}}

В общем, с химическим равновесием

A p B q ⇋ p A n + + q B m - {\ displaystyle \ mathrm {A_ {p} B_ {q} \ leftrightharpoons p {A} ^ {n +} + q {B} ^ {m-}}}{\ displaystyle \ mathrm {A_ {p} B_ {q} \ leftrightharpoons p {A} ^ {n +} + q {B} ^ {m-}}}
[B] = qp [A] {\ displaystyle \ mathrm {[B ] = {\ frac {q} {p}} [A]}}{\ displaystyle \ mathrm {[B] = {\ frac {q} {p}} [A]} }

и следующую таблицу, показывающую взаимосвязь между растворимостью соединения и значением его произведения растворимости.

СольpqРастворимость, S
AgCl. Ca (SO 4). Fe (PO 4)11√Ksp
Na2(SO 4). Ca (OH) 22. 11. 2K sp 4 3 {\ displaystyle {\ sqrt [{3 }] {K _ {{\ ce {sp}}} \ over 4}}}{\ displaystyle {\ sqrt [{3}] {K _ {{\ ce {sp}}} \ over 4}}}
Na3(PO 4). FeCl 33. 11. 3K sp 27 4 {\ displaystyle {\ sqrt [{4}] {K _ {{ \ ce {sp}}} \ более 27}}}{\ displaystyle {\ sqrt [{4}] {K _ {{\ ce {sp}}} \ более 27}}}
Al2(SO 4)3. Ca3(PO 4)22. 33. 2K sp 108 5 {\ displaystyle {\ sqrt [{5}] {K _ {{\ ce {sp}} }} \ over 108}}}{\ display стиль {\ sqrt [{5}] {K _ {{\ ce {sp}}} \ over 108}}}

Произведения растворимости часто выражаются в логарифмической форме. Таким образом, для сульфата кальция K sp = 4,93 × 10, log K sp = -4,32. Чем меньше значение или чем отрицательнее значение log, тем ниже растворимость.

Некоторые соли не полностью диссоциируют в растворе. Примеры включают MgSO 4, который, как известно, Манфред Эйген обнаружил в морской воде как в виде комплекса внутренней сферы и внешнего сферический комплекс. Растворимость таких солей рассчитывается методом, описанным в разделе растворение с помощью реакции.

Гидроксиды

Произведение растворимости гидроксида иона металла, M, обычно определяется следующим образом:

M (OH) n ⇋ M n + + n OH - {\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} \ leftrightharpoons \ mathrm {M ^ {n +} + nOH ^ {-}}}}{\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} \ leftrightharpoons \ mathrm {M ^ { п +} + nOH ^ {-}}}}
К sp = [M n +] [OH -] n {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {[M ^ {n +}] [OH ^ {-}] ^ {n}}}{\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {[M ^ {n +}] [OH ^ {-}] ^ {n}}}

Однако в целом -целевые компьютерные программы предназначены для использования концентраций ионов водорода с альтернативными определениями.

M (OH) N + N H + ⇋ M N + + N H 2 O {\ Displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} + nH ^ {+} \ leftrightharpoons M ^ {n +} + nH_ {2} O}}{\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} + nH ^ {+} \ leftrightharpoons M ^ {n +} + nH_ {2} O}}
K sp ∗ = [M n +] [H +] - n {\ displaystyle K_ {sp} ^ {*} = \ mathrm {[M ^ {n +}] [H ^ { +}] ^ {- n}}}{\ displaystyle K_ {sp} ^ {*} = \ mathrm {[M ^ {n +}] [H ^ {+}] ^ {- n}}}

Для гидроксидов продукты растворимости часто даются в модифицированной форме, K * sp, с использованием концентрации ионов водорода вместо концентрации гидроксид-иона. Эти два значения связаны константой самоионизации для воды, K w.

K w = [H +] [OH -] {\ displaystyle K_ {w} = [H ^ {+}] [OH ^ {-}]}{\ displaystyle K_ {w} = [H ^ {+}] [OH ^ {-}]}
K sp ∗ = K sp (K w) n {\ displaystyle K_ {sp} ^ {*} = {\ frac {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}}{\ displaystyle LgK_ {sp} ^ {*} = lgK_ {sp} -nLgK_ {w}}

Например, при температуре окружающей среды для гидроксида кальция Ca (OH) 2 lg K sp составляет прибл. −5 и lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.

Растворение с реакцией

Когда концентрированный раствор аммиака добавляют к суспензии растворения хлорида серебра происходит потому, что образуется комплекс Ag.

Типичная реакция растворения включает слабое основание, B, растворяющееся в кислотном водном растворе.

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

Эта реакция очень важна для фармацевтических продуктов. Не менее важно растворение слабых кислот в щелочной среде.

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

Незаряженная молекула обычно имеет более низкую растворимость, чем ионная форма, поэтому растворимость зависит от pH и константы кислотной диссоциации растворенного вещества. Термин «собственная растворимость» используется для описания растворимости неионизированной формы в отсутствие кислоты или щелочи.

Выщелачивание солей алюминия из горных пород и почвы под кислотным дождем является еще одним примером растворения с реакцией: алюмосиликаты представляют собой основания, которые реагируют с кислотой с образованием растворимых виды, такие как Al (водн.).

Образование химического комплекса также может изменить растворимость. Хорошо известным примером является добавление концентрированного раствора аммиака к суспензии хлорида серебра, в которой растворению способствует образование аммиачного комплекса.

A g C l (s) + 2 NH 3 (aq) ⇋ [A g (NH 3) 2] + (aq) + C l - (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (водн.) \ Leftrightharpoons [Ag (NH_ {3}) _ {2}] ^ {+} (водн.) + Cl ^ {-} (водн.)}}{\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (водн.) \ leftrightharpoons [Ag (NH_ {3}) _ {2}] ^ {+} (водный) + Cl ^ {-} (водный)}}

Когда к суспензии добавляется достаточное количество аммиака хлорида серебра твердое вещество растворяется. Добавление смягчителей воды к стиральным порошкам для подавления образования мыльной пены представляет собой пример, имеющий практическое значение.

Экспериментальное определение

Определение растворимости сопряжено с трудностями. Прежде всего, это трудность установления того, что система находится в равновесии при выбранной температуре. Это связано с тем, что реакции как осаждения, так и растворения могут быть чрезвычайно медленными. Если процесс идет очень медленно, может возникнуть проблема с испарением растворителя. Может произойти перенасыщение. Концентрации очень нерастворимых веществ в растворе очень низкие и их трудно определить. Используемые методы можно разделить на две категории: статические и динамические.

Статические методы

В статических методах смесь приводится в равновесие, и концентрация компонентов в фазе раствора определяется с помощью химического анализа. Обычно для этого требуется разделение твердой фазы и фазы раствора. Для этого уравновешивание и разделение следует проводить в помещении с термостатированием. Очень низкие концентрации могут быть измерены, если в твердую фазу включен радиоактивный индикатор .

Вариантом статического метода является добавление раствора вещества в неводном растворителе, таком как диметилсульфоксид, к водной смеси буфера. Может произойти немедленное выпадение осадка с образованием мутной смеси. Растворимость, измеренная для такой смеси, известна как «кинетическая растворимость». Мутность возникает из-за того, что частицы осадка очень малы, что приводит к рассеянию Тиндаля. Фактически частицы настолько малы, что начинает действовать эффект размера частиц, и кинетическая растворимость часто больше, чем равновесная растворимость. Со временем помутнение исчезнет по мере увеличения размера кристаллитов, и в конечном итоге равновесие будет достигнуто в процессе, известном как старение в осадке.

Динамические методы

Значения растворимости органических кислот, оснований, а амфолиты, представляющие фармацевтический интерес, могут быть получены способом, называемым «погоня за равновесной растворимостью». В этой процедуре некоторое количество вещества сначала растворяется при pH, при котором оно существует преимущественно в своей ионизированной форме, а затем при изменении pH образуется осадок нейтральных (неионизированных) частиц. Затем контролируют скорость изменения pH из-за осаждения или растворения и добавляют сильную кислоту и основание для титрования, чтобы отрегулировать pH, чтобы обнаружить условия равновесия, когда две скорости равны. Преимущество этого метода заключается в том, что он относительно быстр, поскольку количество образующегося осадка довольно мало. Однако на производительность метода могут влиять пересыщенные растворы пласта.

См. Также

Ссылки

Внешние ссылки

Для выполнения расчетов доступен ряд компьютерных программ. Они включают:

  • CHEMEQL : комплексная компьютерная программа для расчета термодинамических равновесных концентраций веществ в гомогенных и гетерогенных системах. Многие геохимические приложения.
  • JESS : можно моделировать все типы химического равновесия, включая протонирование, комплексообразование, окислительно-восстановительные взаимодействия, растворимость и адсорбционные взаимодействия. Включает обширную базу данных.
  • MINEQL + : система моделирования химического равновесия для водных систем. Обрабатывает широкий спектр сценариев pH, окислительно-восстановительного потенциала, растворимости и сорбции.
  • PHREEQC : USGS Программное обеспечение, разработанное для выполнения широкого спектра низкотемпературных водных геохимических расчетов, включая реактивный перенос в одном измерении.
  • MINTEQ : модель химического равновесия для расчета состава металлов, равновесия растворимости и т. Д. Для природных вод.
  • WinSGW : версия компьютерной программы SOLGASWATER для Windows.
Последняя правка сделана 2021-06-08 09:12:08
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте