Figura 15.1 Fluoritul mineral (CaF2) se formează atunci când ionii de calciu și fluorură dizolvați precipită din apele subterane din scoarța terestră. Rețineți că fluoritul pur este incolor și că culoarea din această probă se datorează prezenței altor ioni metalici în cristal.
Fluoritul mineral, CaF2 Figura 15.1, este folosit în mod obișnuit ca piatră semiprețioasă în multe tipuri de bijuterii datorită aspectului său uimitor. Depozitele de fluorit se formează printr-un proces numit precipitare hidrotermală, în care ionii de calciu și fluorură dizolvați în apele subterane se combină pentru a produce CaF2 insolubil ca răspuns la unele schimbări în condițiile soluției. De exemplu, o scădere a temperaturii poate declanșa precipitarea fluoritului dacă solubilitatea acestuia este depășită la temperatura mai scăzută. Deoarece ionul de fluor este o bază slabă, solubilitatea sa este, de asemenea, afectată de pH-ul soluției și, prin urmare, procesele geologice sau alte procese care modifică pH-ul apei subterane vor afecta, de asemenea, precipitarea fluoritului. Acest capitol extinde discuția de echilibru din alte capitole abordând câteva clase de reacție suplimentare (inclusiv precipitarea) și sisteme care implică reacții de echilibru cuplate.
Precipitare și dizolvare
Echilibrele de solubilitate sunt stabilite atunci când dizolvarea și precipitarea unei specii de soluți au loc la viteze egale. Aceste echilibre stau la baza multor procese naturale și tehnologice, de la carii până la purificarea apei. O înțelegere a factorilor care afectează solubilitatea compusului este, prin urmare, esențială pentru gestionarea eficientă a acestor procese. Această secțiune aplică conceptele și instrumentele de echilibru introduse anterior sistemelor care implică dizolvare și precipitare.
Produsul de solubilitate
Reamintim din capitolul despre soluții că solubilitatea unei substanțe poate varia de la esențial zero (insolubil sau puțin solubil) la infinit (miscibil). O substanță dizolvată cu solubilitate finită poate produce o soluție saturată atunci când este adăugată la un solvent într-o cantitate care depășește solubilitatea sa, rezultând un amestec heterogen de soluție saturată și excesul de soluție nedizolvată. De exemplu, o soluție saturată de clorură de argint este una în care a fost stabilit echilibrul prezentat mai jos.
AgCl(s) (precipitare)<=>(dizolvare) Ag+(aq) + Cl−(aq)
În această soluție, un exces de AgCl solid se dizolvă și se disociează pentru a produce ioni apos Ag+ și Cl− la aceeași viteză cu care acești ioni aposi se combină și precipită pentru a forma AgCl solid (Figura 15.2). Deoarece clorura de argint este o sare puțin solubilă, concentrația de echilibru a ionilor săi dizolvați în soluție este relativ scăzută.
Figura 15.2 Clorura de argint este un solid ionic puțin solubil. Când este adăugat în apă, se dizolvă ușor și produce un amestec format dintr-o soluție foarte diluată de ioni Ag+ și Cl− în echilibru cu clorură de argint nedizolvată.
Constanta de echilibru pentru echilibrele de solubilitate, cum ar fi aceasta, se numește constanta produsului de solubilitate, Ksp, în acest caz
AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl−(aq) , Ksp = [Ag+(aq)][Cl−(aq)]
Reamintim că numai gazele și substanțele dizolvate sunt reprezentate în expresii constante de echilibru, deci Ksp nu include un termen pentru AgCl nedizolvat. O listă a constantelor produsului de solubilitate pentru mai mulți compuși puțin solubili este furnizată în Anexa J.
Exemplul 15.1Scrierea ecuațiilor și a produselor de solubilitate
Scrieți ecuația de dizolvare și expresia produsului de solubilitate pentru fiecare dintre următorii compuși ionici ușor solubili: (a) AgI, iodură de argint, un solid cu proprietăți antiseptice (b) CaCO3, carbonat de calciu, ingredientul activ al multor antiacide masticabile fără prescripție medicală (c) Mg(OH)2, hidroxid de magneziu, ingredientul activ din laptele de magnezie (d) Mg(NH4)PO4, fosfat de magneziu și amoniu, o substanță esențial insolubilă utilizată în testele pentru magneziu (e) Ca5(PO4)3OH, apatita minerală, o sursă de fosfat pentru îngrășăminte Soluţie (a)AgI(s) <=> Ag+(aq) + I−(aq) , Ksp = [Ag+][I−] (b)CaCO3(s) <=> Ca2+(aq) + CO32−(aq) , Ksp = [Ca2+][CO32−] (c)Mg(OH)2(s) <=> Mg2+(aq) + 2OH−(aq) , Ksp = [Mg2+][OH−]2 (d)Mg(NH4)PO4(s) <=> Mg2+(aq) + NH4+(aq) + PO43−(aq) , Ksp = [Mg2+][NH4+][PO43−] (e)Ca5(PO4)3OH(s) <=> Ca52+(aq) ) + 3PO43−(aq) + OH−(aq) , Ksp = [Ca2+]5[PO43−]3[OH−] Exercițiu Scrieți ecuația de dizolvare și produsul de solubilitate pentru fiecare dintre următorii compuși ușor solubili: (a) BaSO4 (b) Ag2SO4 (c) Al(OH)3 (d) Pb(OH)CI Răspuns: (a) BaSO4(s) <=> Ba2+(aq) + SO42−(aq) , Ksp = [Ba2+][SO42−]; (b) Ag2SO4(s) <=> 2Ag+(aq) + SO42−(aq) , Ksp = [ Ag+]2[SO42−]; (c) Al(OH)3(s) <=> Al3+( aq) + 3OH−(aq) , Ksp = [Al3+][OH−]3; (d) Pb(OH)Cl(s) <=> Pb2+(aq) + OH−(aq) + Cl−(aq) , Ksp = [Pb2+][OH−][Cl−] |
Ksp și solubilitatea
Ksp al unui compus ionic ușor solubil poate fi legat pur și simplu de solubilitatea sa măsurată, cu condiția ca procesul de dizolvare să implice doar disociere și solvatare, de exemplu:
MpXq(s) <=> pMm+(aq) + qXn−(aq)
Pentru cazuri ca acestea, se pot deriva valorile Ksp din solubilitățile furnizate sau invers. Calculele de acest fel sunt cel mai convenabil efectuate folosind solubilitatea molară a compusului, măsurată ca moli de soluție dizolvată per litru de soluție saturată.
Exemplul 15.2Calculul Ksp din concentrațiile de echilibru
Fluoritul, CaF2, este un solid ușor solubil care se dizolvă conform ecuației: CaF2(s) <=> Ca2+(aq) + 2F−(aq) Concentrația de Ca2+ într-o soluție saturată de CaF2 este 2,15 × 10–4 M. Care este produsul de solubilitate al fluoritului? Soluţie Conform stoichiometriei ecuației de dizolvare, molaritatea ionului de fluor a unei soluții de CaF2 este egală cu dublul molarității ionilor de calciu: [F−] = (2molF−/1molCa2+) = (2)(2,15 × 10−4 M) = 4,30 × 10−4 MSubstituind concentrațiile ionilor în expresia Ksp rezultă Ksp = [Ca2+][F−]2 = (2,15 × 10−4)(4,30 × 10−4)2 = 3,98 × 10−11 Exercițiu Într-o soluție saturată de Mg(OH)2, concentrația de Mg2+ este 1,31 × 10–4 M. Care este produsul de solubilitate pentru Mg(OH)2? Mg(OH)2(s) <=> Mg2+(aq) + 2OH−(aq) Răspuns: 8,99 × 10–12 |
Exemplul 15.3Determinarea solubilității molare din Ksp
Ksp al bromurii de cupru (I), CuBr, este de 6,3 × 10–9. Calculați solubilitatea molară a bromurii de cupru. Soluţie Ecuația de dizolvare și expresia produsului de solubilitate sunt CuBr(s) <=> Cu+(aq) + Br−(aq) Ksp=[Cu+][Br−] Urmând abordarea ICE a acestui calcul rezultă tabelul
Înlocuirea termenilor concentrației de echilibru în expresia produsului de solubilitate și rezolvarea pentru x produce Ksp = [Cu+][Br−] 6,3 × 10−9 = (x)(x) = x2 x = √(6,3×10−9) = 7,9 × 10−5 M Deoarece stoichiometria de dizolvare arată că se produce un mol de ion de cupru (I) și un mol de ion de bromură pentru fiecare mol de Br dizolvat, solubilitatea molară a CuBr este de 7,9 × 10–5 M. Exercițiu Ksp al AgI este 1,5 × 10–16. Calculați solubilitatea molară a iodurii de argint. Răspuns: 1,2 × 10–8 M |
Exemplul 15.4Determinarea solubilității molare din Ksp
Ksp al hidroxidului de calciu, Ca(OH)2, este 1,3 × 10–6. Calculați solubilitatea molară a hidroxidului de calciu. Soluţie Ecuația de dizolvare și expresia produsului de solubilitate sunt Ca(OH)2(s) <=> Ca2+(aq) + 2OH−(aq) Ksp = [Ca2+][OH−]2 Tabelul ICE pentru acest sistem este
Înlocuirea termenilor pentru concentrațiile de echilibru în expresia produsului de solubilitate și rezolvarea pentru x dă Ksp = [Ca2+][OH−]2 1,3 × 10−6 = (x)(2x)2 = (x)(4x2) = 4x3 x = 3√(1,3 × 10−6/4) = 6,9 × 10−3 M După cum este definit în tabelul ICE, x este molaritatea ionului de calciu din soluția saturată. Stoichiometria de dizolvare arată o relație 1:1 între molii de ion de calciu în soluție și molii de compus dizolvați și astfel, solubilitatea molară a Ca(OH)2 este de 6,9 × 10–3 M. Exercițiu Ksp al PbI2 este 1,4 × 10–8. Calculați solubilitatea molară a iodurii de plumb(II). Răspuns: 1,5 × 10–3 M |
Exemplul 15.6Calcularea solubilității Hg2Cl2
Calomelul, Hg2Cl2, este un compus compus din ionul diatomic de mercur (I), Hg22+ și ioni de clorură, Cl–. Deși majoritatea compușilor de mercur sunt acum cunoscuți a fi otrăvitori, medicii din secolul al XVIII-lea au folosit calomelul ca medicament. Pacienții lor au suferit rareori intoxicații cu mercur din cauza tratamentelor, deoarece calomelul are o solubilitate foarte scăzută, așa cum sugerează Ksp-ul său foarte mic: Hg2Cl2(s) <=> Hg22+(aq) + 2Cl–(aq) , Ksp = 1,1 × 10−18 Calculați solubilitatea molară a Hg2Cl2. Soluţie Stoichiometria de dizolvare arată o relație 1:1 între cantitatea de compus dizolvat și cantitatea de ioni de mercur(I), astfel încât solubilitatea molară a Hg2Cl2 este egală cu concentrația ionilor Hg22+ În urma abordării ICE rezultă
Înlocuind termenii concentrației de echilibru în expresia produsului de solubilitate și rezolvând pentru x dă Ksp = [Hg22+][Cl–]2 1,1 × 10−18 = (x)(2x)2 4x3 = 1,1 × 10−18 x = 3√(1,1 × 10−18/4) = 6,5 × 10−7 M [Hg22+] = 6,5 × 10−7 M = 6,5 × 10−7 M [Cl–] = 2x = 2(6,5 × 10−7) = 1,3 × 10−6 MStoichiometria de dizolvare arată că solubilitatea molară a Hg2Cl2 este egală cu [Hg22+] sau 6,5 × 10–7 M. Exercițiu Determinați solubilitatea molară a MgF2 din produsul său de solubilitate: Ksp = 6,4 × 10–9. Răspuns: 1,2 × 10–3 M |
Sursa: Chemistry 2e, by OpenStax, access for free at https://openstax.org. ©2020 Rice University, licența CC BY 4.0. Traducere și adaptare: Nicolae Sfetcu, © 2023 MultiMedia Publishing
Lasă un răspuns