back to top

Equilibri di solubilità: esercizi

Equilibri di solubilità: procedura e applicazioni

Gli equilibri di solubilità sono equilibri eterogenei che riguardano sali poco solubili e sono regolati da un prodotto di solubilità. Alcuni elettroliti sono poco solubili in acqua e la loro debole dissoluzione avviene con la formazione di due fasi: solido e soluzione satura contenente gli ioni dell’elettrolita. Si stabiliscono equilibri del tipo:

– AB (s) ⇄ A+(aq) + B-(aq)
– AB2(s) ⇄ A2+(aq) + 2B-(aq)
– A2B(s) ⇄ 2A+(aq) + B2-(aq)

Il generico equilibrio AB (s) ⇄ A+(aq) + B-(aq) può essere descritto dalla condizione di equilibrio Kps = [A+][B-], in cui Kps è una costante di equilibrio. Come per le normali reazioni di equilibrio, Kps è una costante che varia solo al variare della temperatura.

Espressione del prodotto di solubilità

Per il generico sale AmBn, l’equilibrio tra sale solido e soluzione dei suoi ioni è regolato dall’espressione del prodotto di solubilità del sale: Kps = [An+][Bm-]. Il calcolo del prodotto di solubilità per un elettrolita del tipo AB può essere effettuato nota la solubilità a una determinata temperatura, usando la formula [A+]= x e [B-]= x, pertanto Ksp = (x)(x) = x^2.

Esempi pratici

– Per determinare la solubilità di Ag2SO4, si può utilizzare la formula Kps = [Ag+][SO42-] = (0.052)^2(0.026) = 7.0 · 10^-5.
– Per prevedere la precipitazione di CaSO4 (Kps = 2 · 10^-4), si può calcolare il quoziente di reazione Qps, cioè il prodotto delle concentrazioni dei singoli ioni, elevati ai coefficienti stechiometrici dettati dalla dissoluzione dell’elettrolita.
– Per determinare a quale valore di pH avviene la precipitazione di Fe(OH)3 (Kps = 1.1 · 10^-36), si può fare un calcolo che porta a pH = 5.1.

Esercizi

1. Calcolare la solubilità molare di Br- in una soluzione satura di HgBr2 (Kps = 1.3 ∙10^-21): la solubilità è 1.4 · 10^-7M.
2. Calcolare la solubilità molare di Ca5(PO4)3OH sapendo che Kps = 1.58 ∙10^-58: la solubilità è 1.1 · 10^-7M.
3. Sapendo che il prodotto di solubilità di BaSO4 è 1.08 ∙10^-10, calcolare la concentrazione degli ioni solfato affinché la concentrazione degli ioni bario sia 1.80 ∙10^-7M: la concentrazione degli ioni solfato è 6.00 · 10^-4M.
4. Calcolare a quale pH inizia la precipitazione di Fe(OH)3 da una soluzione 0.025 M di FeCl3, sapendo che Kps = 1.1 ∙10^-36: il pH in cui inizia la precipitazione è 2.6.

Questi esercizi sono utili per comprendere e applicare i concetti relativi agli equilibri di solubilità, in particolare nella predizione della formazione di precipitati in soluzione.

GLI ULTIMI ARGOMENTI

Leggi anche

Niobato di sodio emerge come materiale chiave per innovazioni tecnologiche, con applicazioni in campi avanzati.

Il niobato di sodio (NaNbO₃) è un ossido inorganico appartenente alla classe dei niobati alcalini, noto per le sue eccellenti proprietà ferroelettriche, antiferroelettriche, piezoelettriche...

Svolta rivoluzionaria nella ricerca su N,N-dimetilacetammide

La N,N-dimetilacetammide (DMA) sta conquistando il mondo della chimica industriale come un vero campione, con la sua formula molecolare C₄H₉NO e struttura CH₃CON(CH₃)₂ che...

Approccio Hartree-Fock in meccanica quantistica.

Il Metodo Hartree-Fock nella Chimica Quantistica La chimica quantistica computazionale si avvale del metodo Hartree-Fock come base essenziale. Spesso, questo approccio funge da punto di...
è in caricamento