Löslighetskonstant
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:
- <math> \mbox{CaCO} _3 \mbox{(s)} \rightleftharpoons \mbox{Ca}^{2+} + \mbox{CO}_3^{2-} \qquad ; \qquad K_s </math>
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:
- <math> K_s = \{ \mbox{Ca}^{2+} \} \cdot \{ \mbox{CO}_3^{2-} \} </math>
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):
- <math> \mbox{Al(OH)} _ 3 \mbox{(s)} + 3 \mbox{H}^+ \rightleftharpoons \mbox{Al}^{3+} + 3 \mbox{H}_2 \mbox{O} \qquad ; \qquad ^* K_s </math>
som definieras på följande sätt:
- <math> ^* K_s = \frac{{\{\mbox{Al}^{3+}\} }}{{\{\mbox{H}^+\}^3}} </math>
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
| 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
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 NIST Critical Stability Constants database 46:8
- ↑ 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.
- ↑ 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.
- ↑ Benjamin, M.M. 2002. Water Chemistry. McGraw-Hill.
- ↑ 5,0 5,1 Preis, W. and Gamsjäger, H. 2001. Thermodynamic investigation of phase equilibria in metal carbonate-water-carbon dioxide systems. Monatshefte für Chemie 132, 1327-1346.
- ↑ 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.