Mục lục bài họcĐang ở d07-b4
The Common-Ion Effect and pH-Dependent Solubility
The common-ion effect
Adding an ion that already appears in the solubility equilibrium pushes it left, so the salt dissolves less. This is nothing new — it is Le Chatelier applied to a dissolving equilibrium.
Two things must be kept straight:
- The solubility $s$ goes down.
- $K_{sp}$ does not change. Only temperature changes an equilibrium constant.
In the ICE table, the common ion starts at its added concentration instead of zero, and because $s$ is now tiny you may usually approximate the initial concentration as unchanged.
Why pH can dissolve a salt
If the anion of the salt is the conjugate base of a weak acid ($\text{F}^-,\ \text{CO}_3^{2-},\ \text{OH}^-,\ \text{S}^{2-}$), then adding acid removes that anion by protonating it. Removing a product pulls the dissolving equilibrium right, so solubility increases in acid.
Salts whose anion is the conjugate base of a strong acid ($\text{Cl}^-,\ \text{NO}_3^-$) are unaffected — that anion is far too weak a base to pick up a proton.
Hiệu ứng ion chung: thêm vào dung dịch một ion đã có sẵn trong cân bằng hoà tan thì cân bằng bị đẩy sang trái, muối tan ít đi. Không có gì mới — đó chính là nguyên lý Le Chatelier áp cho cân bằng hoà tan.
Hai điều phải tách bạch:
- Độ tan $s$ giảm.
- $K_{sp}$ không đổi. Chỉ nhiệt độ mới làm đổi hằng số cân bằng. Đây là câu đúng-sai được hỏi đi hỏi lại.
Cách lập bảng ICE khi có ion chung: ion chung khởi đầu ở nồng độ đã thêm chứ không phải $0$. Vì $s$ lúc này rất nhỏ, thường được phép xấp xỉ nồng độ ion chung không đổi, giúp giải một phương trình bậc nhất thay vì bậc ba.
Vì sao pH làm đổi độ tan: nếu anion của muối là bazơ liên hợp của một axit yếu ($\text{F}^-$, $\text{CO}_3^{2-}$, $\text{OH}^-$, $\text{S}^{2-}$) thì thêm axit sẽ lấy mất anion đó bằng cách proton hoá nó. Mất sản phẩm thì cân bằng hoà tan bị kéo sang phải, nên độ tan tăng trong môi trường axit.
Ngược lại, muối có anion là bazơ liên hợp của axit mạnh ($\text{Cl}^-$, $\text{NO}_3^-$) thì không bị ảnh hưởng: những anion này là bazơ quá yếu, không giữ được proton.
Đây là cách trả lời ăn điểm cho câu “vì sao $\text{CaCO}_3$ tan trong mưa axit còn $\text{AgCl}$ thì không”.
$K_{sp}(\text{PbCl}_2)=1{,}6\times10^{-5}$. Tính độ tan mol của $\text{PbCl}_2$ trong nước nguyên chất và trong dung dịch $\text{NaCl}$ $0{,}10$ M.
Trong nước nguyên chất: $\text{PbCl}_2(s)\rightleftharpoons\text{Pb}^{2+}+2\text{Cl}^-$ cho $[\text{Pb}^{2+}]=s$, $[\text{Cl}^-]=2s$.
$K_{sp}=(s)(2s)^2=4s^3=1{,}6\times10^{-5}$
$s^3=4{,}0\times10^{-6}\Rightarrow s=1{,}6\times10^{-2}$ M.
Trong NaCl $0{,}10$ M: clorua đã có sẵn $0{,}10$ M. Bảng ICE cho $[\text{Pb}^{2+}]=s$ và $[\text{Cl}^-]=0{,}10+2s$.
Vì $s$ dự đoán rất nhỏ so với $0{,}10$, xấp xỉ $[\text{Cl}^-]\approx0{,}10$:
$K_{sp}=s(0{,}10)^2=1{,}6\times10^{-5}$
$s=\dfrac{1{,}6\times10^{-5}}{1{,}0\times10^{-2}}=1{,}6\times10^{-3}$ M.
So sánh: độ tan giảm từ $1{,}6\times10^{-2}$ xuống $1{,}6\times10^{-3}$ — giảm mười lần.
Kiểm xấp xỉ: $2s=3{,}2\times10^{-3}$ so với $0{,}10$ chỉ là $3\%$, chấp nhận được. Và lưu ý $K_{sp}$ vẫn giữ nguyên $1{,}6\times10^{-5}$ trong cả hai trường hợp.
Đọc xong rồi — làm thử ngay
Bài tập của chương Unit 7 — Equilibrium gồm 14 câu trắc nghiệm và 3 đề tự luận. Đáp án hiện ngay khi chọn, miễn phí.