Oplosbaarheidsproduct

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

Het oplosbaarheidsproduct is een thermodynamische term in de scheikunde die gebruikt wordt voor de mate van oplosbaarheid van een zout in een oplossing, meestal water.

Het oplosbaarheidsproduct is een evenwichtsconstante die specifiek is voor een bepaald zout. Het is het product van de activiteiten van de aanwezige ionen in een verzadigde oplossing van het zout. Voor een zout MaXb dat in water dissociëert in a ionen Mb+ en b ionen Xa-, volgens:

MaXbaMb+ + bXa-

is het oplosbaarheidsproduct Ks gegeven door:

 K_s = (a_{M^{b+}})^a.(a_{X^{a-}})^b

Dit is zoals bij alle evenwichtsconstanten het geval is een dimensieloze grootheid. In principe moet de evenwichtsconstante nog gedeeld worden door de activiteit van MaXb, maar omdat dit een pure vaste stof is, is de activiteit ervan gelijk aan 1. Omdat oplosbaarheidsevenwichten altijd geschreven worden met de vaste stof aan de linkerkant van de vergelijking, heeft het oplosbaarheidproduct in het algemeen geen noemer.

Slecht oplosbaare zouten[bewerken]

Zolang de concentraties van de ionen in de verzadigde oplossing klein zijn kan de activiteit daarvan geschreven worden als a(X) = [X]/[standaard concentratie]. In principe kan iedere concentratie groter dan nul als standaard gekozen worden, maar gewoonlijk kiest men daar 1 [mol/L] voor. De activiteit is dan numeriek gelijk aan [X], maar heeft geen eenheid, omdat aan zowel de teller als de noemer dezelfde eenheid gegeven zijn. We kunnen dus voor slecht oplosbare zouten het oplosbaarheidsproduct schrijven als

\! K_s=[M^{b+}]^a[X^{a-}]^b
zolang we de eenheden maar weglaten, omdat we immers door de standaard concentratie delen.

De dimensie van het oplosbaarheidsproduct is dus niet afhankelijk van het aantal ionen waarin het zout in oplossing splitst; de grootheid is immers dimensieloos. Als bij alle evenwichtsconstanten kan Ks gerelateerd worden aan de standaard vrije enthalpie (ΔGo; Gibbs energie) die uitdrukt hoe sterk de neiging is van de ionen om gezamenlijk het vaste zout te vormen:

ΔGo = -RTlnKs

(N.B.: In deze uitdrukking moet Ks wel dimensieloos zijn, anders kloppen de eenheden niet.)

Voorbeelden:

  • voor zilverchloride (AgCl) is het oplosbaarheidsproduct [Ag+][Cl-] = 1,56 x 10-10
  • voor kwikjodide (HgI2) is het oplosbaarheidsproduct [Hg2+][I-]2 = 1,2 x 10-28

Hogere oplosbaarheden[bewerken]

Een lage Ks betekent dat het zout slecht oplosbaar is, bijvoorbeeld van ijzer(III)hydroxide Fe(OH)3 is Ks = 2,6 x 10-39 . Een hoge Ks betekent dat het zout beter oplosbaar is, bijvoorbeeld van calciumsulfaat CaSO4 is Ks = 7,1 x 10-5.

Strikt gesproken is slechts bij zeer lage concentraties het oplosbaarheidproduct eenvoudig uit te drukken in de molaire concentraties, zoals hierboven gedaan. Echter oplossingen van ionen kunnen al snel niet meer als ideale oplossingen beschouwd worden. Bij hogere concentraties kan men het oplosbaarheidsproduct nog steeds wel in de activiteit van de ionen uitdrukken, maar nu moet de activiteit aan de molariteit gerelateerd worden door a = γ [X]/[o] waar γ een extra dimensieloze activiteitscoëfficiënt is. [X] is als voorheen de molaire concentratie en [o] de referentieconcentratie.

De waarde van γ is slechts bij zeer lage concentraties bij benadering 1. Bij wat hogere concentraties kan met behulp van de Debye-Hückeltheorie (en zijn uitbreidingen) een waarde voor γ berekend worden als de ionsterkte bekend is (zie chemische activiteit) Deze grootheid is niet alleen van het onderzochte zout afhankelijk, maar ook van alle andere ionen in de oplossing. Dit houdt bijvoorbeeld in dat de oplosbaarheid van, zeg, kwikjodide in zuiver water in het algemeen zal verschillen van die in zeewater.

Bij nog hogere concentraties zit er vaak niets anders op dan empirisch de waarde van γ in afhankelijkheid van de samenstelling te gaan meten. In de regel doet men dat alleen als er goede technologische redenen voor zijn.

Berekeningen met het oplosbaarheidproduct[bewerken]

Het zout zelf als bron[bewerken]

Indien het oplosbaarheidsproduct bekend is kunnen we daarmee de (lage) concentratie van de ionen voorspellen, mits het zout de enige bron van deze ionen is. Neem zilverchloride als voorbeeld. Stel we voegen een overmaat van deze stof toe aan puur water en laten het systeem tot evenwicht komen.

AgCl(s) → Ag+ + Cl-

De stoechiometrie vertelt ons dat de resulterende concentraties [Ag+] en [Cl-] gelijk moeten zijn, omdat er voor ieder zilverion precies één cloride-ion in oplossing gaat. Stel daarom [Ag+]=[Cl-]=x en vul dit in in het oplosbaarheidsproduct:

Ks=[Ag+][Cl-] = x2 = 1,56 x 10-10

Daaruit volgt dat [Ag+]=[Cl-]=x = 1,25 x 10-5. Als we dat weer met [o]= 1[mol/L] vermenigvuldigen, geeft dat 1,25 x 10-5[mol/L]

Voor [Hg2+][I-]2 = 1,2 x 10-28 wordt het wat ingewikkelder:

HgI2(s) → Hg2+ + 2I-

Nu worden er voor ieder kwikion twee iodine-ionen gevormd , zodat [Hg2+]=x en [I-]=2x. Ingevuld in het oplosbaarheidsproduct geeft dat:

[Hg2+][I-]2 = 1,2 x 10-28 = (x)(2x)2 = 4x3 = 1,2 x 10-28.

Daaruit volgt dat x= 3,1 x 10-10; [Hg2+]=3,1 x 10-10 en [I-]= 6,2 x 10-10

Andere bronnen[bewerken]

Een andere situatie ontstaat als we uit andere bron een grote hoeveelheid van één van beide ionen toevoegen. Bijvoorbeeld, we voegen NaCl toe aan de verzadigde zilverchloride-oplossing en maken zo de [Cl-]= 0.1. In dat geval zal het oplosbaarheidsevenwicht gedwongen worden naar links te verschuiven (volgens de Wet van Le Chatelier)

AgCl(s) ← Ag+ + Cl-

Vrijwel alle zilver wordt uit de oplossing gedwongen, want het oplosbaarheidproduct luidt nu

Ks=[Ag+](0.1) = 1,56 x 10-10

Dit resulteert in [Ag+]= 1,56 x 10-9; wat een verlaging is met een factor 8000. Het toevoegen van een geschikt anion is dus een goede methode om sporen zware metaalionen uit de oplossing neer te slaan.

Zie ook[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties