מכפלת מסיסות

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש

בכימיה, מכפלת המסיסות היא המכפלה של ריכוזי יונים של חומר יוני (מלח) בתמיסה. בחישוב המכפלה, ריכוז כל מרכיב במלח מועלה בחזקת היחס הסטויכיומטרי שלו. לדוגמה, מכפלת המסיסות של עופרת כלורית PbCl2 היא  Ksp= [Pb^{2+}]*[Cl^{-}]^2 . כאשר יש יותר משני יונים בתרכובת יש להכפיל את הריכוזים של כולם בשרשרת. למשל, מכפלת המסיסות של החומר הידרוקסי-אפטיט, שנוסחתו Ca10(PO4)6(OH)2 תהיה בהתאם \left[ Ca^{+2} \right]^{10}\times\left[PO_4^{-3} \right]^6\times\left[ OH^- \right]^2 . הריכוזים במשוואות מבוטאים במולר = מול חומר מסיס לליטר תמיסה.

קבוע המסיסות (מסומן ב-Ksp), הוא הערך המרבי של מכפלת ריכוזי יונים של חומר יוני שעשוי להיות בתמיסה. אם ריכוזי היונים גבוהים עד כדי כך שמכפלתם גבוהה מקבוע המסיסות ישקע המלח כמוצק. קבוע המסיסות שונה עבור כל תרכובת יונית (מלח), עבור כל ממס (כמו מים, אלכוהול וכו'), ותלוי גם בטמפרטורה.

היווצרות תמיסה[עריכת קוד מקור | עריכה]

תרכובת יונית (מלח) היא תרכובת של שני צורונים כימיים או יותר, הקשורים בקשר יוני בצורת מבנה סריגי. עבור מקרה של שני צורונים בלבד, הם טעונים במטענים חשמליים הזהים בגודלם והפוכים בסימנים. במלח שולחן (נתרן כלורי), שנוסחתו NaCl, צורון אחד הוא אטום נתרן הטעון במטען +1 (+Na) והצורון השני הוא אטום כלור הטעון במטען שלילי -1 (-Cl). במקרה זה כל צורון הוא יון בודד, אולם קיימות תרכובות יוניות רבות בהן הצורונים מורכב ממספר אטומים - למשל התרכובת CaCO3 שבה אחד הצורונים הוא אטום סידן (+Ca) והשני קרבונט (CO2−3).

תמיסה מימית נוצרת כאשר מולקולות מים, בעזרת הדיפול החשמלי שלהן (למולקולת מים צד אחד טעון שלילית - אטום החמצן, וצד טעון חיובית - אטומי המימן), שוברות את המבנה הסריגי של התרכובת היונית. הצד החיובי של דיפול המים מושך את הצורון השלילי מהמבנה ולהיפך. כך מייצבים הדיפולים את היונים הטעונים בתוך התמיסה.

משוואת המסיסות[עריכת קוד מקור | עריכה]

דוגמה למשוואה כימית המציגה את תופעת המסיסות היא:

 \ CaS{O_4}_{(s)}  \overrightarrow{\leftarrow} Ca^{2+}_{(aq)}+S{O_4}^{2-}_{(aq)}

החץ הדו-כיווני הכפול משמעותו קיום של שיווי משקל בין אגף שמאל - התרכובת המוצקה לבין אגף ימין - יונים חופשיים בתמיסה. שיווי משקל פירושו שקצב יצירת המוצק שווה לקצב פירוק המוצק ואין שינוי עם הזמן. כלומר התמיסה רוויה, לא ניתן להמיס יותר מוצק. אחד ההבדלים בין תרכובות יוניות שונות הוא בקבוע המסיסות, כלומר כמה מהחומר מתמוסס בכמות מים נתונה, בטמפרטורה נתונה.

באשר לדוגמה זו ניתן לכתוב משוואת שיווי משקל על פי המשוואה להלן:  \ Ksp=[Ca^{2+}]*[SO_4^{2-}] מכיוון שהיחס הסטויכיומטרי בין מרכיבי התרכובת הוא 1 ל-1, שני הריכוזים מופיעים בחזקת "1" בלבד.

בתמיסה רוויה ערכה של מכפלת המסיסות שווה לקבוע המסיסות, וזהו ערכה המרבי. כל הקטנה של מכפלת המסיסות מערך זה (עקב הפחתת ריכוז אחד היונים), גורמת להמסה נוספת של מלח על מנת להוסיף יונים לתמיסה, כדי להעלות את ערכה של מכפלת המסיסות חזרה לקבוע המסיסות. כלומר אם מוציאים אחד מהיונים בתמיסה על ידי שיטה כלשהי (למשל: השקעה באמצעות יון נוסף המוכנס למערכת) ריכוז היון השני חייב לעלות כך שמכפלתם תישאר קבועה. בדומה, אם מוסיפים עודף של אחד היונים תהיה שקיעה של המלח למצק מוצק עד שמכפלת הריכוזים תשתווה שוב לקבוע המסיסות.

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]