Miscele di sali poco solubili: come risolvere esercizi di chimica
Le miscele di sali poco solubili possono formarsi attraverso una reazione di doppio scambio, in cui ioni di sali solubili possono dar luogo a sali poco solubili. Inoltre, possono formarsi se un sale entra in contatto con una soluzione che contiene ioni capaci di generare un sale poco solubile in presenza degli ioni presenti nella soluzione satura del primo sale.
Risolvere problemi relativi alle miscele di sali poco solubili può presentare un certo grado di difficoltà, ma è possibile seguendo un determinato schema.
Esercizio:
Supponiamo di mescolare 25.0 mL di BaCl2 a 0.012 M con 50.0 mL di Ag2SO4 a 0.010 M. Calcolare la concentrazione finale degli ioni in soluzione. (Kps di AgCl = 1.7 ∙ 10^-10 e Kps di BaSO4 = 1.5 ∙ 10^-9)
Il metodo per risolvere questo tipo di problema consiste nel costruire una tabella che mostri quali ioni sono coinvolti, quante moli sono disponibili, le variazioni durante la reazione, le moli in eccesso e infine la concentrazione finale.
Calcoliamo innanzitutto le moli di ciascun ione. Per esempio, le moli di Ba^2+ sono 0.00030, mentre le moli di Cl^- sono 0.00060.
La tabella da costruire ha colonne che indicano l’ione, le moli disponibili, la variazione, le moli in eccesso e infine la concentrazione.
Per quanto riguarda la colonna relativa alla variazione, dobbiamo stabilire quante moli di ciascuna specie vengono usate durante la reazione. Le reazioni coinvolte devono essere prese in considerazione singolarmente.
Una volta completata la tabella, è necessario calcolare le concentrazioni. Ad esempio, il volume totale della soluzione è di 75.0 mL o 0.075 L. Quindi, le concentrazioni di Ag^+ e SO4^2- corrispondono rispettivamente a 0.005 M e 0.0027 M.
Risolvere esercizi relativi alle miscele di sali poco solubili richiede attenzione e precisione nel calcolo delle concentrazioni finali degli ioni coinvolti in base alle reazioni chimiche che si verificano.
Calcolo delle concentrazioni di ioni in soluzione e loro equilibrio
Nel proseguire il calcolo delle concentrazioni degli ioni presenti in una soluzione, è necessario utilizzare i dati forniti e applicare le formule di equilibrio chimico.
La soluzione ottenuta dalla miscelazione di 1.50 ∙ 10-2 moli di Sr(NO3)2 e 3.0 · 10-3 moli di NaF in un volume di 0.200 L deve essere analizzata. La reazione di precipitazione di SrF2 è limitata dall’ione F–.Questo porta alla formazione di 0.0015 moli di SrF2 e in 0.0135 moli di Sr2+ in eccesso.
Completamento della tabella e calcolo delle concentrazioni finali
Successivamente, tenendo conto che le molecole di nitrato e sodio non subiranno variazioni, possiamo calcolare le concentrazioni finali. La concentrazione di Sr2+ risulta essere 0.0135/ 0.200 L, pari a 0.0675 M. Inoltre, calcolando l’equilibrio di precipitazione di SrF2, si ottiene che la concentrazione di F– è 1.1 ∙ 10-4 M.
Infine, la tabella viene completata con le concentrazioni degli ioni finali ottenute al termine del calcolo.
Questi passaggi permettono di ottenere una comprensione approfondita delle concentrazioni degli ioni presenti in una soluzione complessa, fornendo gli strumenti necessari per interpretare e risolvere situazioni chimiche simili.Concentrazioni degli ioni in soluzione in chimica analitica quantitativa
Moli disponibili, variazione, moli in eccesso e concentrazione degli ioni sono parametri fondamentali da calcolare nel determinare le concentrazioni degli ioni in soluzione.
Una soluzione è ottenuta mescolando 0.10 L di NaCl 0.12 M, 0.20 L di NaBr 0.14 M e 0.30 L di AgNO3 0.10 M. Calcolare le concentrazioni degli ioni in soluzione. (Kps AgCl = 1.7 ∙ 10-10; Kps AgBr = 5.0 ∙ 10-13)
Calcolando le moli di ciascuno ione, si ottiene: moli di Ag+ = moli NO3– = 0.030; moli di Na+ = moli di Br– = 0.028; moli totali di Na+ = 0.040.
Successivamente, viene costruita una tabella contenente i dati calcolati per i vari ioni nella soluzione.
Lo ione sodio e lo ione nitrato non danno luogo a reazioni di precipitazione e quindi il numero di moli rimane invariato. Lo ione argento, invece, è coinvolto in due equilibri e il bromuro di argento precipiterà per primo.
Dopo aver svolto i calcoli, si arriva a determinare tutte le concentrazioni degli ioni presenti in soluzione. La tabella è così completata:
Ione | Moli disponibili | Variazione | Moli in eccesso | Concentrazione
— | — | — | — | —
Ag+ | 0.030 | – 0.030 | ~ 0 | 1.0 ∙ 10-8 M
NO3– | 0.030 | nessuna | 0.030 | 0.050 M
Na+ | 0.040 | nessuna | 0.040 | 0.067 M
Br– | 0.028 | – 0.028 | ~ 0 | 5.0 ∙ 10-5 M
Cl– | 0.012 | 0.002 | 0.010 | 0.017 M
Da questo esempio, risulta evidente come determinare e calcolare le concentrazioni degli ioni in soluzione considerando diverse reazioni di precipitazione coinvolte.