Як це працює
Малорозчинна іонна тверда речовина MX лежить на дні склянки, вивільняючи іони M⁺ та X⁻ у розчин, доки добуток іонів Q = [M⁺][X⁻] не зрівняється з добутком розчинності Ksp. Для простої солі 1:1, змодельованої тут, власна молярна розчинність без інших джерел іонів становить s₀ = √Ksp. Коли ви додаєте надлишок X⁻ із зовнішньої розчинної солі (повзунок спільного іона), система вже не може підтримувати стільки розчиненого M⁺: нова рівноважна розчинність s знаходиться з Ksp = s·(s + c), де c — концентрація доданого спільного іона.
Коли Q менше за Ksp, розчин ненасичений і тверда речовина продовжує розчинятись; коли Q перевищує Ksp, розчин перенасичений, і іони осідають назад на купу твердої речовини, доки Q не повернеться до Ksp. Спостерігайте за склянкою: піднімаючи повзунок спільного іона, ви побачите, як розчинені частинки приєднуються до осаду, а купа помітно росте, тоді як графік праворуч простежує спадну криву розчинності — характерну ознаку ефекту спільного іона.
Добуток розчинності: Ksp = [M⁺][X⁻]
Без спільного іона (сіль 1:1): s₀ = √Ksp
Зі спільним іоном c: Ksp = s·(s + c) → s = (−c + √(c² + 4Ksp)) / 2
Сіль 1:2 (напр. PbI₂): Ksp = 4s³ → s = ³√(Ksp / 4)
Часті запитання
Що таке добуток розчинності Ksp?
Добуток розчинності Ksp — це константа рівноваги розчинення малорозчинної іонної твердої речовини, наприклад MX(тв) ⇌ M⁺(водн) + X⁻(водн). Він дорівнює добутку рівноважних молярних концентрацій розчинених іонів у степенях їхніх стехіометричних коефіцієнтів і показує, наскільки далеко зайде розчинення до насичення розчину.
Як обчислити молярну розчинність з Ksp?
Для простої солі MX типу 1:1 молярна розчинність s задовольняє Ksp = s × s = s², тому s = √Ksp. Для солей з іншою стехіометрією показники змінюються: для солі 1:2, як-от PbI₂ (Pb²⁺ + 2I⁻), Ksp = s × (2s)² = 4s³, тому s = ³√(Ksp/4). Стехіометрію завжди потрібно врахувати у виразі Ksp перед обчисленням s.
Що таке ефект спільного іона?
Ефект спільного іона — це зменшення розчинності малорозчинної солі при додаванні розчинної солі, що містить один з її іонів. За принципом Ле Шательє, надлишок одного з іонів зсуває рівновагу розчинення назад у бік твердої фази, тож менше вихідної солі залишається розчиненою.
Чому додавання спільного іона знижує розчинність?
Ksp фіксований при заданій температурі, тому [M⁺][X⁻] не може перевищувати його в рівновазі. Якщо додати надлишок X⁻ з іншого джерела, [M⁺] має зменшитись, щоб добуток залишався рівним Ksp — та сама логіка, яку принцип Ле Шательє передбачає для будь-якої рівноваги під впливом доданого продукту.
Що означають насичення, ненасичення та перенасичення?
Добуток іонів Q = [M⁺][X⁻] порівнюється безпосередньо з Ksp. Якщо Q < Ksp, розчин ненасичений і може розчинитись більше твердої речовини. Якщо Q = Ksp, розчин насичений і в рівновазі. Якщо Q > Ksp, розчин перенасичений, і іони осідають, доки Q не повернеться до Ksp.
Чому добуток розчинності важливий у реальному житті?
Хімія Ksp визначає твердість води та утворення накипу з CaCO₃ у трубах і чайниках, кристалізацію мінералів у ниркових каменях, селективне осадження для розділення іонів металів у якісному аналізі, а також хімію антацидів і мінеральних добавок, що розчиняються чи осідають в організмі.
Чому температура зазвичай підвищує Ksp і розчинність?
Для більшості іонних твердих речовин розчинення є ендотермічним — руйнування кристалічної ґратки поглинає більше енергії, ніж вивільняється при гідратації іонів. За принципом Ле Шательє, підведення тепла до ендотермічної рівноваги зсуває її у бік більшого розчинення, тому Ksp і молярна розчинність зазвичай зростають з температурою.
Як Ksp пов'язаний із загальною константою рівноваги K?
Ksp — окремий випадок загальної константи рівноваги K, застосованої до гетерогенної реакції розчинення, де активність твердої речовини визначена як 1 і виключена з виразу. Та сама логіка закону діючих мас, що використовується для Ka, Kb і Kc, застосовується безпосередньо до Ksp, а ефект спільного іона — та сама логіка Ле Шательє, що застосовується в кислотно-основній буферній хімії.