Solubilità e pH

Solubilità dei Composti e Variazioni del pH

Per comprendere le condizioni più favorevoli alla precipitazione dei composti, è cruciale conoscere come varia la loro solubilità in relazione al pH. Calcolare la solubilità di un sale richiede la considerazione di diversi fattori. Ad esempio, prendiamo in esame l’acetato di argento (CH₃COOAg), un sale poco solubile in acqua. In presenza di acqua, si verifica l’equilibrio: CH₃COOAg (s) ⇄ CH₃COO^– (aq) + Ag⁺(aq). Questo equilibrio è regolato da K_ps che equivale a K_ps = [CH₃COO^– ] [Ag⁺], da cui si ottiene: [CH₃COO^– ] = K_ps/ [Ag⁺] (1).

L’acetato di argento, base coniugata dell’acido acetico, reagisce con l’acqua seguendo l’equilibrio: CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^–. L’acido acetico è un acido debole e la sua dissociazione è influenzata dalla costante di equilibrio K_a, data da K_a = [H⁺][ CH₃COO^–]/ [CH₃COOH], da cui: [CH₃COOH] = [H⁺][ CH₃COO^–]/ K_a (2).

La solubilità s dell’acetato di argento può essere espressa come: s = [Ag⁺] = [CH₃COO^– ] + [CH₃COOH]. Sostituendo i valori di [CH₃COO^–  ] derivati da (1) e di [CH₃COOH] da (2), si ottiene [Ag⁺] in funzione di K_ps, [H⁺], e K_a.

In generale, per un sale di formula generica MX derivante dall’acido debole HX, la solubilità s in funzione di [H⁺] è data da: s = [M⁺] = √ K_ps (1 + [H⁺]/K_a). Si osserva che la solubilità s cresce con l’aumentare di [H⁺], ovvero con la diminuzione del pH. Quando [H⁺] = K_a, ossia quando pH = pK_a, si ottiene: s = √2 K_ps. Per valori bassi di [H⁺], corrispondenti a pH elevati, la solubilità risulta praticamente indipendente dal pH. Se [H⁺] ˃ Ka, cioè quando pH ˂ pK_a, la solubilità aumenta rapidamente.

In conclusione, la solubilità dei composti è strettamente correlata al pH e alle proprietà acide e basiche dei componenti. Questa relazione offre un’importante prospettiva per comprendere le condizioni di precipitazione dei composti chimici.