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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 Kps che equivale a Kps = [CH3COO ] [Ag+], da cui si ottiene: [CH3COO ] = Kps/ [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 Ka, data da Ka = [H+][ CH3COO]/ [CH3COOH], da cui: [CH3COOH] = [H+][ CH3COO]/ Ka (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 Kps, [H+], e Ka.

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+] = √ Kps (1 + [H+]/Ka). Si osserva che la solubilità s cresce con l’aumentare di [H+], ovvero con la diminuzione del pH. Quando [H+] = Ka, ossia quando pH = pKa, si ottiene: s = √2 Kps. Per valori bassi di [H+], corrispondenti a pH elevati, la solubilità risulta praticamente indipendente dal pH. Se [H+] ˃ Ka, cioè quando pH ˂ pKa, 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.

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