Διδακτικά Βιβλία του Παιδαγωγικού Ινστιτούτου

Αναζήτηση

Βρες
Εμφάνιση

3.7 Γινόμενο διαλυτότητας

Ορισμός γινομένου διαλυτότητας

Στην ενότητα αυτή θα μελετήσουμε τις ετερογενείς ισορροπίες που λαμβάνουν χώρα μεταξύ των δυσδιάλυτων ηλεκτρολυτών και των ιόντων τους, σε κορεσμένα διαλύματα. Δε θα αναφερθούμε σε διαλύματα ευδιάλυτων ιοντικών ουσιών π.χ. διάλυμα NaCl, ούτε σε διαλύματα δυσδιάλυτων ομοιοπολικών ενώσεων π.χ. διάλυμα Η3ΒΟ3. Θα επικεντρωθούμε σε διαλύματα δυσδιάλυτων ιοντικών ηλεκτρολυτών (άλατα και υδροξείδια μετάλλων). Στα διαλύματα αυτά η ελάχιστη ποσότητα που περιέχεται στο διάλυμα βρίσκεται αποκλειστικά σε μορφή ιόντων. Για παράδειγμα, αν προσθέσουμε 1 mol AgCl σε 106 L H2Ο (διάλυμα Δ1), όλη η ποσότητα του AgCl θα διαλυθεί, καθώς ο όγκος του Η2Ο είναι σχετικά μεγάλος. Έτσι έχουμε: AgCl(s) [pic] Ag+(aq) + Cl-(aq) διαλύονται - παράγονται / mol L-1: 10-6, 10-6, 10-6 και [Ag+][Cl-] = 10-6 M · 10-6 M = 10-12 M2 Με ανάλογο τρόπο, αν προστεθούν 2 mol AgCl σε 106 L H2Ο (διάλυμα Δ2), ολόκληρη η ποσότητα του AgCl θα διαλυθεί στο νερό και θα έχουμε: AgCl(s) [pic] Ag+(aq) + Cl-(aq) διαλύονται -παράγονται / mol L-1: 2·10-6, 2·10-6, 2·10-6 και [Ag+][Cl-] = 2·10-6 Χ 2·10-6 = 4·10-12 M2 Αν τώρα προσθέσουμε 12 mol AgCl σε 106 L H2Ο (διάλυμα Δ3), τότε θα παρατηρήσουμε ότι διαλύονται μόνο 10 mol AgCl, ενώ τα υπόλοιπα 2 mol AgCl παραμένουν αδιάλυτα. Το ίδιο συμβαίνει αν προσθέσουμε 24 mol AgCl σε 106 L H2O (διάλυμα Δ4). Δηλαδή, 10 mol AgCl διαλύονται, ενώ 14 mol AgCl παραμένουν αδιάλυτα. Στις δύο αυτές τελευταίες περιπτώσεις έχουμε τον παρακάτω πίνακα με [Αg+][Cl-] = 10-10:

- AgCl(s) [pic] - Αg+(aq) - + Cl-(aq) διαλύονται / Μ - 10-5 - - παράγονται / Μ - - 10-5 - 10-5 ισορροπία / Μ - ποσότητα στερεού - 10-5 - 10-5

Έχει δηλαδή αποκατασταθεί ετερογενής ισορροπία μεταξύ του εν διαλύσει και αδιάλυτου στερεού της μορφής: AgCl(s) [pic] Ag+(aq) + Cl-(aq) Η δυναμική αυτή ισορροπία έχει την έννοια ότι, όσα ιόντα Ag- και Cl- εγκαταλείπουν το κρυσταλλικό πλέγμα του AgCl σε ορισμένο χρόνο, άλλα τόσα ιόντα Ag+ και Cl- επιστρέφουν στο κρυσταλλικό πλέγμα στο ίδιο χρονικό διάστημα. Η σταθερά αυτής της χημικής ισορροπίας ονομάζεται σταθερά γινομένου διαλυτότητας ή απλά γινόμενο διαλυτότητας και συμβολίζεται Ks. Η τιμή της Ks, όπως όλες οι σταθερές χημικής ισορροπίας, εξαρτάται μόνο από τη φύση της ιοντικής ένωσης και τη θερμοκρασία. Στο συγκεκριμένο παράδειγμα το γινόμενο διαλυτότητας του AgCl, δίνεται από τη σχέση: Ks = [Ag+] [Cl-] Να σημειωθεί ότι η συγκέντρωση του στερεού AgCl δεν αναγράφεται στη σχέση Κs, αφού είναι γνωστό ότι η συγκέντρωση ενός στερεού είναι ανεξάρτητη από την ποσότητά του. Επίσης να παρατηρήσουμε ότι το γινόμενο [Αg+][Cl-] εκφράζει την τιμή Ks=10-10 μόνο όταν τα διαλύματα είναι κορεσμένα (διαλύματα Δ3 και Δ4). Αντίθετα, στα ακόρεστα διαλύματα το γινόμενο [Αg+][Cl-] είναι μικρότερο του Ks, όπως χαρακτηριστικά φαίνεται στα διαλύματα Δ1 και Δ2, όπου έχουμε [Αg+][Cl-] ίσο με 10-12 και 4 · 10-12, αντίστοιχα. Με ανάλογο σκεπτικό έχουμε για τη δυσδιάλυτη ένωση CaF2: CaF2(s) [pic] Ca2+(aq) + 2F-(aq) και Ks = [Ca2+] [F-]2 Γενικεύοντας για μια δυσδιάλυτη ιοντική ένωση της μορφής ΜχAψ έχουμε: [pic] [pic]

- Η σταθερά γινομένου διαλυτότητας ή απλά γινόμενο διαλυτότητας (Ks) είναι το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ιόντων (υψωμένων στην κατάλληλη δύναμη) ενός δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη σε κορεσμένο διάλυμα του.

Η τιμή της σταθεράς Ks μεταβάλλεται με τη θερμοκρασία και αποτελεί μέτρο της διαλυτότητας ενός ηλεκτρολύτη, για μια ορισμένη θερμοκρασία. Δηλαδή, όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της Ks τόσο πιο ευδιάλυτος είναι ο ηλεκτρολύτης.

Το γινόμενο διαλυτότητας πολλές φορές στη διεθνή και Ελληνική βιβλιογραφία συμβολίζεται Ksp. Στο παρόν βιβλίο υιοθετείται η πρόταση της IUPAC και συμβολίζεται Ks. Στις περιπτώσεις δυσδιάλυτων ουσιών θεωρούμε ότι ο όγκος του διαλύματος ισούται με τον όγκο του διαλύτη και αντίστοιχα η μάζα του διαλύματος ισούται με την μάζα του διαλύτη.