Equilibri di Solubilità (in Acqua)

Equilibri di Solubilità (in Acqua)

SALI SOLUBILI: dissociano completamente in soluzione acquosa (e.g. fluoruri, acetati, nitriti, nitrati ed i sali dei metalli alcalini)

K_PS = Prodotto di Solubilità = [A⁺][B^-]

AB_(s) A⁺_(eq) + B^-_(eq)

SALI POCO SOLUBILI: non dissociano completamente in soluzione acquosa e instaurano equilibri eterogenei del tipo

K_PS = Prodotto di Solubilità = [A ][B ]

(s) (eq) (eq)

K_PS = Prodotto di Solubilità = [A^p+]^m[B^q-]ⁿ

n q- = m p+ per elettroneutralità A_mB_n(s) m A^p+_(eq) + n B^q-_(eq)

Ag₃PO_4(s) 3 Ag⁺_(aq) + PO₄^3-_(aq) K_S = [Ag⁺]³[PO₄^3-] K_S = [Ag⁺][Cl^-]

AgCl_(s) Ag⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

E.g.:

SOLUBILITÀ: Si definisce solubilità, s, la quantità massima di sale

A_mB_n che può sciogliersi in un’unità di volume di soluzione, in presenza di A_mB_n solido come corpo di fondo.

AgCl_(s) Ag⁺_(aq) + Cl^-_(aq) E.g. 1:

AgCl_(s) Ag _(aq) + Cl _(aq)

K_S = [Ag⁺][Cl^-] = [Ag⁺]² = 10^-10 (mol L^-1)²

s(AgCl) = [Ag⁺] = [Cl^-] in presenza di corpo di fondo [Ag⁺] = (K_S)^1/2 = 10^-5 mol L^-1

s(AgCl) = (K_S)^1/2 = 10^-5 mol L^-1

K_S = [Ag⁺]² [CrO₄^2-] = [Ag⁺]² ([Ag⁺]/2) = 10^-11.9 M³

s(Ag₂CrO₄) = [CrO₄^2-] = [Ag⁺]/2 in presenza di corpo di fondo [Ag⁺] = (2 K_S )^1/3 = 1,36×10^-4 M

E.g. 2:

Ag₂CrO_4(s) 2 Ag⁺_(aq) + CrO₄^2-_(aq)

s(Ag₂CrO₄) = [Ag⁺]/2 = 6,8×10^-5 mol L^-1

Notare che: K_S(Ag₂CrO₄) < K_S(AgCl) M³ vs. M² Ma: s(Ag₂CrO₄) > s(AgCl)

n m n+m s

1 1 2 1,00×10^-10

In generale, all’equilibrio della dissoluzione

K_S = [A^q+]ⁿ [B^p-]^m

s(A_nB_m) = 1/n [(n/m)^m K_S]^1/(n+m)

A_mB_n(s) m A^p+_(eq) + n B^q-_(eq) Sono associate

Da cui:

1 2 3 1,37×10^-7

2 2 4 5,00×10^-6

1 3 4 4,39×10^-6

2 3 5 3,92×10^-5

Le pK_S sono tipicamente comprese tra 3 e 100

Complessità

formula Solubilità

Effetto dello Ione Comune sulla Solubilità

AgCl_(s) Ag⁺_(aq) + Cl^-_(aq) K_S = [Ag⁺][Cl^-] = 10^-10 M² a) In acqua pura

s(AgCl) = (K_S)^1/2 = 10^-5 mol L^-1 E.g. 1:

b) In HCl 0,1 M b) In HCl 0,1 M

Per il principio di Le Chatelier, AgCl si scioglierà meno K_S = [Ag⁺][Cl^-] = [Ag⁺] ([Cl^-]_AgCl + [Cl^-]_HCl) M²

Poiché [Cl^-]_AgCl < 10^-5 M e [Cl^-]_HCl = 0,1 M K_S ~ [Cl^-]_HCl[Ag⁺] = 0,1[Ag⁺] M²

[Ag⁺] = s(AgCl)(HCl 0,1 M) = K_S/0,1 = 10^-9 M

a) In acqua pura

s(AgNO₂) = (K_S)^1/2 = 0,0126 mol L^-1 E.g. 2:

AgNO_2(s) Ag⁺_(aq) + NO₂^-_(aq) K_S = [Ag⁺][NO₂^-] = 10^-3,8 M²

b) In soluzione acquosa di NO₂^- 0,01 M

Per il principio di Le Chatelier, AgNO₂ si scioglierà meno K_S = 10^-3,8 M² = [Ag⁺] ([NO₂^-]_AgNO2 + [NO₂^-]_NO2-)

Poiché [NO₂^-]_AgNO2 < 0,0126 M ~ [NO₂^-]_NO2- = 0,01 M

K_S = [Ag⁺] ([Ag⁺] + 0,01) = 10^-3,8 M² con x incognita di eq. di II grado x₁ < 0 (da scartare) e x₂ = 0,0085 M

E.g. 3: Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di Na₂SO₄ perché in essa la solubilità di CaSO₄ si riduca di 10 volte.

K_S(CaSO₄) = 2,4×10^-5 M²

CaSO_4(s) Ca²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

a) In acqua pura:

s(CaSO₄) = (K_S)^1/2 = 4,9×10^-3 M

b) In soluzione acquosa di SO₄^2- si vuole che s(CaSO₄) = [Ca²⁺] = 4,9×10^-4 M

[SO₄^2-]_TOT = [SO₄^2-]_CaSO4 + [SO₄^2-]_Na2SO4 = [Ca²⁺] + [SO₄^2-]_Na2SO4 = [Ca²⁺] + x K_S = [Ca²⁺][SO₄^2-] = 4,9×10^-4 (4,9×10^-4 + x) M²

x = 0,0485 M