Fattori che influenzano la solubilità e esercizi correlati
La solubilità si riferisce alla massima quantità di soluto che si può sciogliere in una determinata quantità di solvente. È influenzata da diversi fattori come pH e temperatura. Alcuni dei principali fattori che influenzano la solubilità includono la temperatura, le proprietà del solvente, la presenza di ioni in comune, l’effetto sale, il pH e la presenza di idrossidi. Questi fattori possono influenzare notevolmente la capacità di un soluto di sciogliersi in un solvente.
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Temperatura
Quando un solido si scioglie in un liquido, avviene la rottura dei legami presenti nel solido con un’assorbimento di calore e la formazione di legami soluto-solvente con sviluppo di calore. A seconda se la reazione è esotermica o endotermica, l’aumento di temperatura può causare una diminuzione o un aumento della solubilità del soluto. Inoltre, esistono diagrammi in cui vengono mostrate le solubilità dei sali in funzione della temperatura.
Proprietà del solvente
Le sostanze apolari si sciolgono nei solventi apolari, mentre le sostanze polari si sciolgono nei solventi polari. Ad esempio, l’acqua, con un momento dipolare, scioglie gran parte dei sali di composti inorganici che a loro volta non si sciolgono nei solventi organici. È importante valutare le interazioni di tipo van der Waals, legame a idrogeno o interazioni dipolari tra il solvente e il soluto.
Ioni in comune
L’aggiunta di sostanze che hanno uno ione in comune con un sale poco solubile può provocare una diminuzione della solubilità del sale. Ad esempio, una soluzione satura di AgCl, elettrolita con un prodotto di solubilità Kps pari a 1.8 * 10^-10, può subire variazioni di solubilità in presenza di sostanze con uno ione in comune.
Effetto sale
L’effetto sale comporta un aumento della solubilità di un composto poco solubile in presenza di un forte eccesso di un elettrolita che contiene ioni non presenti nel sale e non partecipanti a equilibri chimici con gli ioni derivanti dalla dissociazione del sale. Questo fenomeno può comportare una diminuzione del coefficiente di attività all’interno della soluzione.
Questi fattori influenzano la solubilità in modo significativo e comprendere il loro impatto è essenziale per comprendere i processi di dissoluzione e solubilità dei composti chimici.
Attività degli elettroliti: relazione con la concentrazione
L’attività di un elettrolita è uguale alla concentrazione solo se il coefficiente di attività è uguale a 1 secondo l’espressione: a = f∙C, dove a rappresenta l’attività, f è il coefficiente di attività e C è la concentrazione. Quindi, nel caso di AgCl si ha: Kps = aAg+ x aCl- = fag+ C x fCl- C. Se i coefficienti di attività diminuiscono aumenta la concentrazione degli ioni presenti in soluzione.
Influenza del pH sulla solubilità dei sali
La solubilità di un sale derivante da acido debole e base forte, come carbonati, ossalati, fosfati, dipende dal pH della soluzione. Consideriamo il generico sale MA poco solubile derivante dall’acido debole HA. L’equilibrio di dissoluzione del sale è rappresentato da MA(s) ⇄ M+(aq) + A-(aq). La solubilità dei sali derivanti da acido debole e base forte aumenta all’aumentare della concentrazione di ioni H+ ovvero al diminuire del pH.
Effetto del pH sulla solubilità degli idrossidi
La solubilità di un idrossido poco solubile è influenzata dal pH. Ad esempio, l’idrossido di magnesio ha un valore del Kps pari a 1.8∙10-11. In acqua pura, la solubilità dell’elettrolita al suo equilibrio è s = 1.7 ∙ 10-4 M. Calcolando la solubilità dell’elettrolita in una soluzione tamponata a pH = 10.0, si ottiene s = 1.8 ∙ 10-3 M. La solubilità aumenta fino a giungere ad un valore di pH per il quale l’idrossido di magnesio diventa solubile.
Implicazioni della formazione di un composto di coordinazione
Una proprietà caratteristica degli ioni metallici è quella di comportarsi da acidi di Lewis nei confronti dell’acqua o di altre specie elettrondonatrici che agiscono da basi di Lewis. Queste interazioni causano forti variazioni della solubilità. La presenza di ammoniaca sposta a destra l’equilibrio di solubilità di AgCl in quanto lo ione Ag+ viene rimosso dall’ammoniaca per formare il complesso diamminoargento. La solubilità di AgCl in una soluzione di NH3 0.180 M è 8.72 ∙ 10-3 M, molto maggiore rispetto a quella in acqua pura, e aumenta ancora con la concentrazione di ammoniaca.
