הצגת המקור של הדף "מכפלת מסיסות"

ב[[כימיה]], '''מכפלת המסיסות''' היא המכפלה של [[ריכוז (כימיה)|ריכוז]]י [[יון|יונים]] של חומר יוני (מלח) ב[[תמיסה]]. בחישוב המכפלה, ריכוז כל מרכיב במלח מועלה בחזקת היחס [[סטויכיומטריה|הסטויכיומטרי]] שלו. לדוגמה, מכפלת המסיסות של [[עופרת]] [[כלור]]ית PbCl<sub>2</sub> היא <math> Qsp= [Pb^{2+}]*[Cl^{-}]^2 </math>. כאשר יש יותר משני יונים בתרכובת יש להכפיל את הריכוזים של כולם בשרשרת. למשל, מכפלת המסיסות של החומר הידרוקסי-אפטיט, ש[[נוסחה כימית|נוסחתו]] Ca<sub>10</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>6</sub>(OH)<sub>2</sub> תהיה בהתאם
<math>\left[ Ca^{+2} \right]^{10}\times\left[PO_4^{-3} \right]^6\times\left[ OH^- \right]^2 </math>. הריכוזים במשוואות מבוטאים ב[[ריכוז מולרי|מולר]] = [[מול]] חומר מסיס ל[[ליטר]] תמיסה.

'''קבוע המסיסות''' (מסומן ב-'''K<sub>sp</sub>'''), הוא הערך המרבי של מכפלת [[ריכוז (כימיה)|ריכוז]]י [[יון|יונים]] של חומר יוני שעשוי להיות ב[[תמיסה]]. אם ריכוזי היונים גבוהים עד כדי כך שמכפלתם גבוהה מקבוע המסיסות ישקע המלח כ[[מוצק]]. קבוע המסיסות שונה עבור כל תרכובת יונית (מלח), עבור כל ממס (כמו מים, אלכוהול וכו'), ותלוי גם בטמפרטורה.

==היווצרות תמיסה==
[[תרכובת יונית]] (מלח) היא תרכובת של שני [[צורון כימי|צורונים כימיים]] או יותר, הקשורים ב[[קשר יוני]] בצורת מבנה [[סריג יוני|סריגי]]. עבור מקרה של שני צורונים בלבד, הם טעונים [[מטען חשמלי|במטענים חשמליים]] הזהים בגודלם והפוכים בסימנים. ב[[מלח שולחן]] ([[נתרן כלורי]]), שנוסחתו NaCl, צורון אחד הוא [[אטום]] [[נתרן]] הטעון במטען +1 (<sup>+</sup>Na) והצורון השני הוא אטום [[כלור]] הטעון במטען שלילי -1 (<sup>-</sup>Cl).  במקרה זה כל צורון הוא יון בודד, אולם קיימות תרכובות יוניות רבות בהן הצורונים מורכב ממספר אטומים - למשל התרכובת CaCO<sub>3</sub> שבה אחד הצורונים הוא אטום סידן (<sup>+</sup>Ca) והשני [[קרבונט]] ({{משמאל לימין|{{chem|CO|3|2-}}}}).

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

==משוואת המסיסות==
דוגמה ל[[משוואה כימית]] המציגה את תופעת המסיסות היא:    
  
<math> \ CaS{O_4}_{(s)}  \overrightarrow{\leftarrow} Ca^{2+}_{(aq)}+S{O_4}^{2-}_{(aq)}</math>

החץ הדו-כיווני הכפול משמעותו קיום של [[שיווי משקל כימי|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:
<math> \ Ksp=[Ca^{2+}]*[SO_4^{2-}]</math>
מכיוון שהיחס הסטויכיומטרי בין מרכיבי התרכובת הוא 1 ל-1, שני הריכוזים מופיעים בחזקת "1" בלבד. 

ב[[תמיסה 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 למצב מוצק עד שמכפלת הריכוזים תשתווה שוב לקבוע המסיסות.

==קישורים חיצוניים==
{{מיזמים|ויקימילון=מכפלת מסיסות}}
*[https://srdata.nist.gov/solubility/sol_main_search.aspx מסד נתונים של NIST] - מאגר מידע של קבועי מכפלת מסיסות של חומרים שונים.
*[https://www.chm.uri.edu/index.php/home/ טבלת מכפלות מסיסות של מלחים נפוצים] באתר אוניברסיטת רוד-איילנד

[[קטגוריה:המסה]]
[[קטגוריה:כימיה של שיווי משקל]]