Antonello Santini » 9.Solubilità

Solubilità

Solubilità (segue)

Gli ioni presenti in soluzione derivano dalle sostanze sciolte e, quindi, la loro natura dipende dalla natura di esse.

Pur essendo diversi e numerosissimi gli ioni noti, è agevole e utile raggruppare le soluzioni ioniche in tre categorie fondamentali:

• soluzioni saline;
• acide;
• basiche.

Le soluzioni ioniche, quale che sia la natura delle specie chimiche dei soluti, contengono, comunque, ioni di carica positiva (cationi) e ioni di carica negativa (anioni).

I composti ionici poco solubili in acqua partecipano a un equilibrio eterogeneo che si stabilisce tra l’elettrolita solido (corpo di fondo) e la sua soluzione satura. L’elettrolita può essere un sale, un acido o una base.

Solubilità (segue)

La solubilità indica la quantità di soluto disciolto in una determinata quantità di solvente quando la soluzione è satura.

Spesso la quantità di solvente scelta come riferimento è 100 g.

In alternativa la solubilità è espressa in grammi di soluto in 1 litro (l) di soluzione.

In ogni modo va sempre precisata la temperatura alla quale si riferiscono i valori riportati.

La solubilità varia, infatti, al variare della temperatura.

L’espressione della solubilità in grammi di soluto presenti in 1 litro di soluzione rende immediato e facile il calcolo del prodotto di solubilità.

Solubilità (segue)

In una soluzione satura di un solido ionico si stabilisce un equilibrio eterogeneo tra il soluto sciolto (e dissociato in ioni) e la parte indisciolta, solida, che forma il corpo di fondo; la costante di equilibrio (che ingloba anche la concentrazione costante del solido indisciolto) viene chiama costante del prodotto di solubilità e indicata con K_ps.

Per un composto ionico generico, A_xB_y, il cui equilibrio in soluzione è espresso dalla seguente equazione:

A_xB_y ↔ x  A ^+y + y B^-x

la costante di equilibrio è:

Solubilità (segue)

Ricordando che per i solidi la concentrazione rimane costante possiamo inglobare il corpo di fondo (naturalmente solido) nella Keq e scrivere:

k_eq · [A_xB_y] = [A^+y] · [B^-x]^y

il termine k_eq · [A_xB_y], costante, è detto costante del prodotto di solubilità K_ps; è definito come il prodotto dalle concentrazione molari degli ioni presenti in soluzione elevate a esponenti uguali ai relativi coefficienti stechiometrici, ed è espressa dalla relazione:

K_ps = [A^+y]^x [B^-x]^y

Esercizi svolti (segue)

Esercizio n°1
Calcolare il valore del prodotto di solubilità, K_ps, del fluoruro di bario, BaF₂, sapendo che la solubilità di questo sale in acqua è di

7.50 · 10^-3 mol/l

Soluzione
La reazione di dissociazione di BaF₂ è:

BaF_{2 (s)} ↔ Ba²⁺ _(aq) + 2F^- _(aq)

Osserviamo dalla reazione di dissociazione che per ogni mole del sale che si scioglie si forma 1 mole di ioni Ba²⁺ e 2 moli di ioni F^-.
Conoscendo la solubilità di BaF₂ (7.50 · 10^-3) osserviamo che la concentrazione degli ioni all’equilibrio sarà:

BaF_{2 (s)} ↔ Ba²⁺_(aq)+ 2F^-_(aq)

Concentrazione iniziale (M)…………………………………………………………..0.0……………0.0
Variazione della concentrazione…………………………………………………+7.50 ·10^-3….. +2 (7.50 · 10^-3)
Concentrazione all’equilibrio……………………………………………………..7.50 ·10^-3………1.50 ·10^-2

K_ps = [Ba²⁺] · [F^-]² = 7.50 · 10^-3 · (1.50 .10^-2)² = 7.50 · 10^-3 (2.25 · 10^-4) = 1.7 · 10^-4

Esercizi svolti (segue)

Esercizio n°2

Calcolare la solubilità del carbonato di Calcio, CaCO₃, in acqua sapendo che il valore del K_ps è 4.87 · 10^-9.

Soluzione
1 mole di CaCO₃ si dissocia formando 1 mole di Ca²⁺ e 1 mole di CO₃^2-, come indicato dall’equazione seguente:

CaCO₃ (s) ↔ Ca²⁺ _{( aq)} + CO₃^2- _{( aq)}

La solubilità di CaCO₃, che dobbiamo calcolare, rappresenta la concentrazione di sale disciolta all’equilibrio.

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Esercizio n°2

Se indichiamo con x la solubilità molare di CaCO₃ (il numero di moli CaCO₃ che si sciolgono in 1 litro), le concentrazioni di Ca²⁺ e di CO₃^2- aumentando di x, come indicato nella tabella seguente:

CaCO_{3 (s)} ↔ Ca²⁺_(aq) + CO₃^2- _(aq)

Concentrazione iniziale (M)…………………………………………………………..0.0……………0.0
Variazione della concentrazione………………………………………………… +x…………….. +x
Concentrazione all’equilibrio………………………………………………………. x………………..x

K_ps = [Ca²⁺] · [CO₃^2-] = 4.8 ·10^-9 = x ·x = x²
x = √4.8 ·10^-9 = 6.9 ·10^-5 mol/l
La solubilità di CaCO₃ è pari a 6.9 ·10^-5 mol/l. Possiamo calcolare la solubilità in grammi per litro conoscendo il PM del sale: 6.9 ·10^-5 mol/l . 100.09 g/mol = 6.9 ·10^-3.

Notare: la possibile reazione di idrolisi del carbonato è stata trascurata. Farebbe aumentare la solubilità?

Esercizi svolti (segue)

Esercizio n°3
Quanti grammi di BaSO₄ è possibile scogliere in 1000 l di una soluzione acquosa 0.100 M di Na₂SO₄ sapendo che il valore del K_ps del solfato di bario è 1.5 · 10^-9.

Soluzione
1 mole di BaSO₄ si dissocia formando 1 mole di Ba²⁺ e 1 mole di SO₄^2-, come indicato dall’equazione seguente:

BaSO_{4 (s)} ↔ Ba²⁺ ( aq) + SO₄^2- _{( aq)}

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Esercizio n°3

BaSO₄ è un sale poco solubile; la condizione di equilibrio impone che: K_ps = [Ba²⁺] · [SO₄^2-] = 1.5 ·10^-9
Se indichiamo con x le moli/l di BaSO₄ che si sciolgono in 1 litro, le concentrazioni di Ba²⁺ e di SO₄^2- in soluzione saranno x di Ba²⁺ e x di SO₄^2- . La soluzione contiene già ioni SO₄^2- che vengono dalla dissociazione del sale solubile Na₂SO₄. All’equilibrio:

BaSO_{4 (s)} ↔ Ba²⁺ ( aq) + SO₄^2- _{( aq)}

Concentrazione iniziale (M) …………………………………………………………..0.0……………0.100
Variazione della concentrazione………………………………………………….. +x…………….. +x
Concentrazione all’equilibrio………………………………………………………… x………………..x+0.100

K_ps = [Ba²⁺] · [SO₄^2-] = 1.5 ·10^-9 = x ·(x+0.100)
1.5 ·10^-9 = 0.100 · x

La x è uguale a 1.5 ·10^-8 mol/l e rappresenta la quantità in mol/l di solfato di bario che è possibile sciogliere nella soluzione di solfato di sodio.
Notare: la possibile reazione di idrolisi del solfato è stata trascurata. Farebbe aumentare la solubilità? Effetto dello ione comune: la solubilità diminuisce!

Esempi ed applicazioni numeriche