Löslighetskonstant

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök

En löslighetskonstant är en form av jämviktskonstant, som anger lösligheten vid jämvikt för en substans med låg löslighet eller för en utfällning.

Som exempel kan kalcit, CaCO3(s), anges, vars löslighet bestäms av följande jämvikt:

 \mbox{CaCO} _3 \mbox{(s)} \rightleftharpoons  \mbox{Ca}^{2+} + \mbox{CO}_3^{2-} \qquad ; \qquad K_s

Vid definitionen av löslighetskonstanten Ks gäller att aktiviteten för en fast fas = 1 då utfällningen är ideal (vilket vanligen antas). Detta betyder att aktiviteten för CaCO3(s) försvinner ur nämnaren och vi får:

 K_s = \{ \mbox{Ca}^{2+} \} \cdot \{ \mbox{CO}_3^{2-} \}

En löslighetskonstant som uttrycks på detta sätt (som en produkt) kallas också för en löslighetsprodukt. För kalcit är värdet på Ks = 10-8,48 vid 25 grader och trycket 1 atm.

Ibland, särskilt för oxider och sulfider, skrivs löslighetskonstanter med vätejoner i vänsterledet i stället för med hydroxidjoner i högerledet. Konstanterna benämns då *Ks. Poängen med detta skrivsätt är att vätejonerna i princip är mätbara genom pH. Som exempel kan tas löslighetskonstanten för gibbsit, Al(OH)3(s):

 \mbox{Al(OH)} _ 3 \mbox{(s)} + 3 \mbox{H}^+ \rightleftharpoons  \mbox{Al}^{3+} + 3 \mbox{H}_2 \mbox{O} \qquad ; \qquad ^* K_s

som definieras på följande sätt:

 ^* K_s = \frac{{\{\mbox{Al}^{3+}\}  }}{{\{\mbox{H}^+\}^3}}

Observera att aktiviteten för H2O nästan alltid sätts till 1 enligt konvention, varför den försvunnit ur täljaren. För gibbsit är värdet på *Ks = 10-7,74 vid 25 grader och 1 atm.

Exempel på löslighetskonstanter för utfällningar i vatten[redigera | redigera wikitext]

Löslighetskonstanter vid 25 °C (298,15 K) och 1 atm
Namn Formel log10 Ks log10 *Ks
Baryt BaSO4(s) -9,98[1]
Cerrusit PbCO3(s) -13,2[1]
Gibbsit Al(OH)3(s) 7,74[2]
Gips CaSO4×2H2O(s) -4,61[1]
Kalcit CaCO3(s) -8,48[3]
Kalciumhydroxid Ca(OH)2(s) 22,7[1]
Kalciumoxid CaO(s) 32,8[4]
Malakit Cu2(OH)2CO3(s) -5,47[5]
Siderit FeCO3(s) -10,59[5]
Tenorit CuO(s) 7,64[6]

Källor[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ [a b c d e] NIST Critical Stability Constants database 46:8
  2. ^ Palmer, D.A. and Wesolowski, D.J. 1992. Aluminium speciation and equilibria in aqueous solution: II. The solubility of gibbsite in acidic sodium chloride solutions from 30 to 70 °C. Geochim. Cosmochim. Acta 56, 1093-1111.
  3. ^ Plummer, L.N. and Busenberg, E. 1982. The solubilities of calcite, aragonite and vaterite in CO2-H2O solutions between 0 and 90 °C, and an evaluation of the aqueous model for the system CaCO3-CO2-H2O. Geochim. Cosmochim. Acta 46, 1011-1040.
  4. ^ Benjamin, M.M. 2002. Water Chemistry. McGraw-Hill.
  5. ^ [a b] Preis, W. and Gamsjäger, H. 2001. Thermodynamic investigation of phase equilibria in metal carbonate-water-carbon dioxide systems. Monatshefte für Chemie 132, 1327-1346.
  6. ^ Plyasunova, N.V., Wang, M., Zhang, Y. and Muhammed, M. 1997. Critical evaluation of thermodynamics of complex formation of metal ions in aqueous solutions. II. Hydrolysis and hydroxo-complexes of Cu2+ at 298.15 K. Hydrometallurgy 45, 37-51.