Några klassiska svårlösliga salter
Silverhalider, till exempel silverjodid, silverbromid och silverklorid, är svårlösliga.
Det bildas fällningar om man blandar en lösning av Ag+(aq) med en lösning av I–(aq), Br–(aq) eller Cl–(aq).
En heterogen jämvikt
Vad händer om det uppstår en jämvikt mellan två olika faser – till exempel en fast fas och en fas löst i vatten?
- Detta händer i mättade saltlösningar!
- Svårlösta salter bildar väldigt snabbt mättade lösningar.
Jämviktsreaktion:
AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl–(aq)
Jämviktskonstant:
\[K = \frac {[\text{Ag}^+\text{(aq)}][\text{Cl}^-\text{(aq)}]}{[\text{AgCl(s)]}}\]
Eftersom AgCl(s) är ett rent, fast ämne förändras inte dess koncentration när jämvikt uppnås ⇒ [AgCl(s)] är konstant.
- Vi "flyttar över" [AgCl(s)] till vänstersidan, och definierar löslighetsprodukten \(K_{\text{s}}\):
\[\underbrace{K \cdot [\text{AgCl(s)]}}_{=K_{\text{s}}} = [\text{Ag}^+\text{(aq)}][\text{Cl}^-\text{(aq)}]\]
Exempel 1. Beräkning med löslighetsprodukten \(K_{\text{s}}\)
Löslighetsprodukten för AgCl(s) i vatten \(K_{\text{s, AgCl}} = 1,77 \cdot 10^{-10}\text{M}^2\). Hur stor är [Ag+] i en mättad lösning av AgCl?
Lösning
Vi börjar med att skriva jämviktsreaktionen och teckna löslighetsprodukten för reaktionen:
AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl–(aq)
\[K_{\text{s, AgCl}} = [\text{Ag}^+\text{(aq)}][\text{Cl}^-\text{(aq)}] \hspace{100cm}\]
Det frågas efter [Ag+(aq)]. Men vad är [Cl–(aq)]?
- Reaktionsformeln ger att [Cl–(aq)] = [Ag+(aq)]
Vi sätter in i uttrycket för löslighetsprodukten \(K_{\text{s, AgCl}}\) och får att
\[K_{\text{s, AgCl}} = [\text{Ag}^+\text{(aq)}]^2 \hspace{100cm}\]
\[[\text{Ag}^+\text{(aq)}] = \sqrt{K_{\text{s, AgCl}}} \hspace{100cm}\]
\[\begin{aligned} \mathrm{[Ag^+(aq)]} &= \sqrt{1,77 \cdot 10^{-10}\text{M}^2} = \hspace{100cm} \\ &= 1,3304134 \cdot 10^{-5}\text{M} \approx 1,33 \cdot 10^{-5}\text{M} \end{aligned}\]
Alltså: Även om vi fäller "alla" silverjoner med kloridjoner, så kommer det att vara kvar 1,33·10–5 mol Ag+(aq) per dm3 lösning.
Exempel 2. Beräkning av löslighetsprodukten
Vid 20 °C kan man lösa maximalt 358,9 g natriumklorid i en dm3 vatten. Vilken är löslighetsprodukten för natriumklorid vid 20 °C, \(K_\text{s, NaCl}\)?
Lösning
Vi får en mättad lösning av natriumklorid, där följande jämvikt ställer in sig:
NaCl(s) ⇌ Na+(aq) + Cl–(aq)
Löslighetsprodukten ges av följande samband:
\[K_\text{s, NaCl} = [\text{Na}^+\text{(aq)}][\text{Cl}^-\text{(aq)}] \hspace{100cm}\]
Eftersom \(n_{\text{NaCl}}:n_{\text{Na}^+}:n_{\text{Cl}^-} = 1:1:1\) (från reaktionsformeln) får vi att
\[[\text{Na}^+] = [\text{Cl}^-] = c_{\text{NaCl}} \hspace{100cm}\]
\[c_{\text{NaCl}} = \frac {n_{\text{NaCl}}}{V} = \frac {\frac {m_{\text{NaCl}}}{M_{\text{NaCl}}}}{V} = \frac {\frac {358,9\text{g}}{(23,0+35,5)\text{g/mol}}}{1\text{dm}^3} = 6,13504274 \text{mol/dm}^3 \hspace{100cm}\]
Löslighetsprodukten \(K_\text{s, NaCl}\) beräknas:
\[K_\text{s, NaCl} = (6,13504274 \text{M})^2 = 37,6387494\text{M}^2 \approx 37,6\text{M}^2 \hspace{100cm}\]