EQUILIBRI DI SOLUBILITA Solubilit la concentrazione del soluto

EQUILIBRI DI SOLUBILITA’

Solubilità È la concentrazione del soluto in una soluzione satura (dove è presente il corpo di fondo). Un sale viene classificato: 1. Solubile s 0. 1 mol L-1; 2. Poco solubile 0. 01 s 0. 1 mol L-1; 3. insolubile s < 0. 01 mol L-1

Regole empiriche di solubilità dei Sali in acqua

Il prodotto di solubilità • La costante dell’ equilibrio eterogeneo tra un sale e i suoi ioni in soluzione viene chiamata Prodotto di solubilità. Ba. SO 4(s) Ba 2+(aq) + SO 42 -(aq) A temperatura costante

• L’ equilibrio è eterogeneo perché riguarda sia un solido che una soluzione. • Il prodotto di solubilità è uguale al prodotto delle concentrazioni degli ioni coinvolti nell’equilibrio, ciascuna elevata a una potenza pari al suo coefficiente nell’equazione di equilibrio Ax. By (s) x. Am+(aq) + y. Bn-(aq)

Molti composti ionici, poco solubili o praticamente insolubili, instaurano un equilibrio con gli ioni costituenti nella soluzione satura. Ad esempio per il cloruro di argento si ha: Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) cui corrisponde una costante di equilibrio Kps, detta prodotto di solubilità: Kps=[Ag+][Cl-] Altri esempi sono di sali poco solubili sono: Pb. I 2(s) Ca 3(PO 4)2(s) Pb 2+(aq) + 2 I-(aq) Kps=[Pb 2+][I-]2 3 Ca 2+(aq) + 2 PO 43 -(aq) Kps=[Ca 2+]3[PO 43 -]2

Si intende con solubilità il numero di moli di sale che si sciolgono per litro di soluzione. Essa è indicata con s ed è legata alle concentrazione dei vari ioni in cui si dissocia il sale dai coefficienti stechiometrici. Ad esempio per i tre composti precedenti si ha: Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) s=[Ag+]=[Cl-] Pb. I 2(s) s=[Pb 2+] Ca 3(PO 4)2(s) s=[Ca 2+]/3 Pb 2+(aq) + 2 I-(aq) s=[I-]/2 [I-]=2 s 3 Ca 2+(aq) + 2 PO 43 -(aq) [Ca 2+]=3 s s=[PO 43 -]/2 [PO 43 -]=2 s

Solubilità e prodotto di solubilità • Il prodotto di solubilità può essere espresso in funzione della solubilità: s s s Kps = s 2 = 1. 7 10 -10 s Kps = s(2 s)2 = 4 s 3 s 2 s

Prodotto di solubilità di alcuni sali poco solubili (T=25°C)

Calcolo del Kps dalla solubilità – Calcolare il Kps del Pb. I 2 sapendo che la sua solubilità è di 1, 2 10 -3 mol/l Pb. I 2(s) [Pb 2+]=s Pb 2+(aq) + 2 I-(aq) Kps=[Pb 2+][I-]2 [I-]=2 s Kps=[Pb 2+][I-]2=s(2 s)2=4 s 3 Kps=4 s 3 =4(1, 2 10 -3 )3= 6, 9 10 -9 Calcolo della solubilità dal Kps – Calcolare la solubilità dell’ Ag. Cl sapendo che il suo Kps vale 1, 8 10 -10 Ag. Cl(s) Concentraz. iniziali Variaz. concentraz. Concentraz. Equilibrio Kps=[Ag+][Cl-]=x x=x 2 - Ag+(aq) + Cl-(aq) 0 +x x

Calcolo della solubilità dal Kps – Calcolare la solubilità del Ca. F 2 sapendo che il suo Kps vale 3, 4 10 -11 Ca. F 2(s) Concentraz. iniziali Variaz. concentraz. Concentraz. Equilibrio - Kps=[Ca 2+][F-]2=x(2 x)2=4 x 3 Ca 2+(aq) + 2 F-(aq) 0 +x x 0 +2 x 2 x

Fattori che influenzano la solubilità • La TEMPERATURA Lo ioduro di piombo è solubile in acqua calda, ma forma un precipitato quando è posto a contatto con ghiaccio. Al contrario il butirrato di calcio precipita in acqua calda, e si ridiscioglie in acqua fredda.

Fattori che influenzano la solubilità • La posizione dell’equilibrio (ma non il prodotto di solubilità) viene influenzata dalla variazione delle condizioni di equilibrio (Principio di Le Chatelier): Q<Kps Q=Kps Q>Kps la soluzione non è satura: non si ha precipitato; la soluzione è satura (equilibrio); la soluzione è sovrasatura: si ha precipitato.

La solubilità e l’effetto dello ione comune L’aggiunta di uno ione in comune ad un sale in equilibrio col suo corpo di fondo, ne deprime la solubilità.

Effetto dello ione comune Consideriamo, ad esempio, Ag. Cl(s) in una soluzione di Na. Cl. Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) In base al principio di Le Chatelier, l’equilibrio viene spostato verso sinistra dalla presenza di Cl- per cui possiamo prevedere che la solubilità in Na. Cl sia inferiore a quella dell’acqua pura.

Esercizio Calcoliamo ad esempio la solubilità di Ag. Br. O 3, per il quale Kps=5, 8 10 -5, in una soluzione di Na. Br. O 3 0, 10 M. In soluzione l’Na. Br. O 3 si dissocia completamente Na. Br. O 3(s) Na+(aq) + Br. O 3 -(aq) per cui la soluzione è 0, 10 M in Br. O 3 - che uno ione in comune con l’ Ag. Br. O 3: Ag. Br. O 3(s) Ag+(aq) + Br. O 3 -(aq)

Le concentrazioni all’equilibrio vanno calcolate da: Ag. Br. O 3(s) Ag+(aq) + Br. O 3 -(aq) Concentraz. iniziali Variaz. concentraz. - 0 +x 0, 10 +x Concentraz. Equilibrio - x 0, 10+x Kps=[Ag+][Br. O 3 -]=x (0, 10+x) Si noti che x è molto piccolo per cui 0, 10+x 0, 10 Kps=x 0, 10 s = x= 5, 8 10 -4 Si noti che la solubilità è inferiore a quella in acqua pura:

Precipitazione Consideriamo due soluzioni di sali solubili contenenti ciascuna uno dei due ioni che partecipano ad un equilibrio di solubilità di un sale poco solubile. Prendiamo ad esempio una soluzione di Ag. NO 3 ed una di Na. Cl Ag. NO 3(s) Ag+(aq) + NO 3 -(aq) Na. Cl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) se le mescoliamo abbiamo nella soluzione risultante la presenza degli ioni Ag+ e Cl – che partecipano all’equilibrio di solubilità: Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Se le concentrazioni [Ag+] e [Cl –] subito dopo il mescolamento sono sufficientemente elevate si ha formazione immediata nel corpo della soluzione di Ag. Cl solido: la soluzione diventa improvvisamente torbida per la presenza di particelle di Ag. Cl in sospensione e solo dopo un certo tempo il solido si deposita sul fondo lasciando in soluzione concentrazioni [Ag+] e [Cl –] compatibili con l’equilibrio. Tale fenomeno è noto come precipitazione

Esempio: aggiunta di una soluzione di Na. Cl ad una di Ag. NO 3.

Per determinare se si ha o no precipitazione in seguito al mescolamento delle due soluzioni: Se Q C > KC la reazione procede verso sinistra Se Q C < KC la reazione procede verso destra Se Q C = KC la reazione è all’equilibrio Nel caso di equilibri di solubilità, Kc = Kps= [Ag+]eq[Cl-]eq Qc corrisponde al prodotto ionico ma le concentrazioni dei due ioni non sono quelle all’equilibrio ma quelle della soluzione subito dopo il mescolamento. QC = [Ag+]0[Cl-]0

Ad esempio per l’equilibrio di solubilità: Ag. Cl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) poiché solo uno spostamento a sinistra di tale reazione corrisponde alla formazione di Ag. Cl(s) cioè alla precipitazione, si deriva immediatamente il seguente criterio: Se QC > Kps si ha precipitazione Se Q C KC non si ha precipitazione Le concentrazioni da inserire in Qc sono quelle dopo il mescolamento e si ottengono a partire da quelle due soluzioni mescolate tenendo conto della diluizione.

Esercizio – Se mescoliamo 1, 0 litri di una soluzione 0, 10 M di Pb(NO 3)2 e 1, 0 litri di una soluzione 0, 20 M di Na. Cl, si avrà precipitazione di Pb. Cl 2? (Kps=1, 6 10 -5) Pb(NO 3)2(s) Pb 2+(aq) + 2 NO 3 -(aq) Na. Cl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Pb. Cl 2(s) Pb 2+(aq) + 2 Cl-(aq) i due ioni da considerare nelle due soluzioni sono Pb 2+ e Cl-. Il Pb(NO 3)2 è solubile e dissocia completamente negli ioni Pb 2+ e NO 3 - per cui nella prima soluzione [Pb 2+]=0, 10 M. Analogamente nella seconda soluzione [Cl-]=0, 20 M.

Pb. Cl 2(s) Pb 2+(aq) + 2 Cl-(aq) Per prima cosa calcoliamo le concentrazioni di questi due ioni nella soluzione risultante dopo il mescolamento. I volumi delle due soluzioni mescolate sono V 1=V 2=1, 0 litri e quindi dopo il mescolamento il volume finale è: Vfin= V 1+V 2= 1, 0+1, 0= 2, 0 litri Dopo il mescolamento, [Pb 2+]=0, 1/2, 0=0, 05 M [Cl-]=0, 2/2, 0=0, 1 M

Si calcola Qc per la reazione di equilibrio di solubilità: Qc=[Pb 2+][Cl-]2=(0, 05)(0, 10)2=5, 0 10 -4 E lo si confronta con il valore dato Kps=1, 6 10 -5. Poichè Qc>Kps, la reazione è spostata verso sinistra e quindi si ha la precipitazione di Pb. Cl 2. Man mano che Pb. Cl 2 precipita le concentrazioni di Pb 2+ e Cl- diminuiscono fino a che il loro prodotto ionico diventa uguale a Kps e la precipitazione si arresta.

Può essere interessante stabilire quanto dello inizialmente presente rimane in soluzione precipitazione e quanto invece è precipitato come Siccome Pb 2+ e Cl- sono stati mescolati in stechiometriche nessuno dei due è in eccesso [Pb 2+]=[Cl-]=x e quindi all’equilibrio ione Pb 2+ dopo la Pb. Cl 2. quantità e si ha Kps=[Pb 2+][Cl-]2=(x)(2 x)2=4 x 3 che corrisponde ad un numero di moli pari a: [Pb 2+] Vfin= 1, 6 10 -2 2=0, 032 Le moli di Pb 2+ inizialmente presenti erano 0, 1 per cui ne sono precipitate: 0, 1 -0, 032=0, 068 cioè il

Effetto del p. H sulla solubilità Nel caso in cui l’anione che partecipa ad un equilibrio di solubilità è la base coniugata di un acido debole, essa può essere protonata dagli ioni H+ e di conseguenza la solubilità del sale poco solubile sarà influenzata dal p. H. Consideriamo ad esempio l’equilibrio di solubilità del Ca. F 2: Ca. F 2(s) Ca 2+(aq) + 2 F-(aq) Lo ione fluoruro, F–, è la base coniugata dell’acido fluoridrico che è un acido debole e reagisce quindi con gli ioni idrogeno per ridare l’acido coniugato: F-(aq) + H+(aq) HF(aq)

F-(aq) + H+(aq) HF(aq) Tale reazione è molto spostata verso destra poiché la sua costante è molto grande: K=1 /Ka = 1/(6, 8 10 -4) = 1, 4 103 Lo ione fluoruro è quindi sottratto all’equilibrio di solubilità e, per il principio di Le Chatelier, tale equilibrio è spostato verso destra cioè verso la dissoluzione di altro Ca. F 2 Di conseguenza il fluoruro di calcio è più solubile in soluzione acida che in acqua: la solubilità aumenta al diminuire del p. H.

Tale effetto è tanto maggiore quanto più debole è l’acido coniugato dell’anione implicato nell’equilibrio di solubilità. Infatti più debole è tale acido e più spostata a destra è la reazione dell’anione con H+ per ridare l’acido (K=1/Ka). L’aumento della solubilità con l’acidità è ad esempio molto maggiore per i carbonati che per i solfati, in accordo con le costanti acide dei loro rispettivi acidi coniugati: HCO 3 - Ka 2=4, 8 10 -11 HSO 4 - Ka 2=1, 1 10 -2 Particolarmente elevato è l’aumento di solubilità con l’acidità di idrossidi poco solubili in cui l’anione è l’OH- che reagisce con H+ per dare l’acido coniugato H 2 O che è particolarmente debole con Ka=Kw=1, 0 10 -14

Esercizio Sapendo che Kps del Fe(OH)2 è 1. 6 x 10 -14, calcolarne la solubilità espressa in g dm-3. Kps = [Fe 2+] [OH-]2 Se x è la concentrazione degli ioni Fe 2+ in soluzione, quella degli ioni OH- risulterà 2 x, quindi posso scrivere: Kps = [Fe 2+] [ OH-]2 = x(2 x)2 = 1. 6 x 10 -14 x = 1. 6 x 10 -5 la solubilità risulterà: 1. 6 x 10 -5 x 89. 87 = 1. 438 x 10 -3 g dm-3

Esercizio Sapendo che la solubilità del Ca. CO 3 è 9. 0 x 10 -5 mol/l, determinare il prodotto di solubilità. Ca. CO 3 Ca 2+ + CO 32 Kps = [Ca 2+] [CO 32 -] Dato che da ogni mole di Ca. CO 3 che si dissocia si formano una mole di ioni Ca 2+ ed una di ioni CO 32 avrò: Kps = [Ca 2+] [CO 32 -] = (9. 0 10 -5)2 = 8. 1 10 -9

Esercizio La Kps di Mg(OH)2 è 1. 2 x 10 -11. Calcolare il p. H di una soluzione satura di Mg (OH)2. Mg(OH)2 Mg 2+ + 2 OHKps = [Mg 2+] [OH-]2 Per ogni molecola di sale disciolto si formano uno ione Mg 2+ e due ioni OH-. Se x è la [OH-] nella soluzione satura di idrossido di magnesio posso scrivere: Kps = (x/2) x 2 = 1. 2 10 -11 x=2. 9 10 -4 mol dm-3 e p. OH=3. 54 p. H=10. 46

Esercizio Si determini la solubilità di Ag. Cl in una soluzione 0. 10 M in Na. Cl. La concentrazione totale di Cl- in soluzione sarà data da 0. 10 M più quella che deriva dalla solubilizzazione di Ag. Cl. Se x = [Ag+] = [Cl-] derivanti dal sale Kps = 2. 8 x 10 -10 = [Ag+][Cl-] = x (x+0. 10) 2. 8 x 10 -10 x (0. 10) x = [Ag+] = 2. 8 x 10 -9 In acqua pura la solubilità sarebbe stata [Ag+] = 1. 6 x 10 -5

Esercizio 50 cm 3 di una soluzione 0. 110 M di Ag. NO 3 sono aggiunti a 50 cm 3 di una soluzione 0. 065 M di K 2 Cr. O 4. Calcolare la concentrazione degli ioni in soluzione sapendo che la Kps di Ag 2 Cr. O 4 è 1. 9 x 10 -12. Gli ioni in soluzione portano alla precipitazione di Ag 2 Cr. O 4 dato il suo basso valore di Kps, secondo la reazione: 2 Ag+ + Cr. O 42 - Ag 2 Cr. O 4 Le moli totali di Ag+ e Cr. O 42 - sono: 0. 110 x 50 10 -3= 5. 5 10 -3 mol di Ag+ 0. 065 x 50 10 -3= 3. 25 10 -3 mol di Cr. O 42 -

Se tutto il cromato di argento precipita ho che tutte le mol di Ag+ (5. 5 10 -3 mol) fanno precipitare 5. 5 10 -3/2 mol di Cr. O 42 - nel volume totale risultante di 100 cm 3. Tuttavia per soddisfare l’equilibrio di solubilità la [Ag +] che rimarrà in soluzione sarà x e la concentrazione di cromato sarà quindi data da: [Cr. O 42 - ] = ((3. 25 10 -3 – 2. 75 10 -3)mol/0. 1 dm 3 )+ x/2 Kps = (5. 0 10 -3 +x/2) x 2 = 1. 9 10 -12 Trascurando x/2 rispetto a 5. 0 10 -3 si ottiene: x= [Ag+]=2. 0 10 -5 mol dm-3 quindi [Cr. O 42 - ] = 1. 0 10 -5 mol dm-3 L’approssimazione fatta è corretta !

Esercizio Una soluzione acida contiene 0. 025 M di Fe 3+ e di Mg 2+. Gradatamente si innalza il p. H per aggiunta di una base. Determinare quale idrossido precipita per primo e la sua concentrazione in soluzione quando inizia a precipitare l’altro. Kps Mg(OH)2=1. 1 10 -11 Mg(OH)2 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Mg 2+] [OH-]2 = 0. 025 x [OH-]2 = 1. 1 10 -11 [OH-] = 2. 1 10 -5 cioè al p. H = 9. 32 Fe(OH)3 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Fe 3+] [OH-]3 = 0. 025 x [OH-]3 = 1. 1 10 -36 [OH-] = 3. 53 10 -12 cioè al p. H = 2. 54 Precipita per primo Fe(OH)3

Quando inizia a precipitare Mg(OH)2 la [OH-] è pari a 2. 1 10 -5 quindi a tale concentrazione di idrossido ho che la [Fe 3+] è data da: Kps = [Fe 3+] [OH-]3 = [Fe 3+] x (2. 1 10 -5)3 = 1. 1 10 -36 [Fe 3+] = 1. 1 10 -36/ (2. 1 10 -5)3 = 1. 2 10 -22 M La [Fe 3+] è quindi trascurabile rispetto alla quantità iniziale (0. 025 M) cioè al p. H di 9. 32 tutto Fe(OH)3 è precipitato quantitativamente.

Esercizio Una soluzione acida contiene 2 10 -7 M di Fe 3+ e 0. 025 M di Mg 2+. Gradatamente si innalza il p. H per aggiunta di una base. Determinare quale idrossido precipita per primo. Mg(OH)2 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Mg 2+] [OH-]2 = 0. 025 x [OH-]2 = 1. 1 10 -11 [OH-] = 2. 1 10 -5 cioè al p. H = 9. 32 Fe(OH)3 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Fe 3+] [OH-]3 = 2 10 -7 x [OH-]3 = 1. 1 10 -36 [OH-] = 1. 76 10 -10 cioè al p. H = 4. 25 Precipita per primo Fe(OH)3 ma la differenza del p. H a cui iniziano le due precipitazioni è significativamente ridotta