Löslighetskonstant

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök

En löslighetskonstant är en form av jämviktskonstant som talar om hur löslig en utfällning är vid jämvikt. Som exempel kan tas kalcit, CaCO3(s), vars löslighet regleras 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.