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.
