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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 Kps.

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

AxBy ↔ x  A +y + y B-x

la costante di equilibrio è:

K_{eq}=\frac{[A^{+y}]^x[B^{-x}]^y}{[A_xB_y]}

Solubilità (segue)

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

keq · [AxBy] = [A+y] · [B-x]y

il termine keq · [AxBy], costante, è detto costante del prodotto di solubilità Kps; 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:

Kps = [A+y]x [B-x]y

Esercizi svolti (segue)

Esercizio n°1
Calcolare il valore del prodotto di solubilità, Kps, 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:

BaF2 (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:

BaF2 (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

Kps = [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 Kps è 4.87 · 10-9.

Soluzione
1 mole di CaCO3 si dissocia formando 1 mole di Ca2+ e 1 mole di CO32-, come indicato dall’equazione seguente:

CaCO3 (s) ↔ Ca2+ ( aq) + CO32- ( aq)

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

Esercizi svolti (segue)

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 CO32- aumentando di x, come indicato nella tabella seguente:

CaCO3 (s) ↔ Ca2+(aq) + CO32- (aq)

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

Kps = [Ca2+] · [CO32-] = 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 Kps 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 SO42-, come indicato dall’equazione seguente:

BaSO4 (s) ↔ Ba2+ ( aq) + SO42- ( aq)

Esercizi svolti (segue)

Esercizio n°3

BaSO4 è un sale poco solubile; la condizione di equilibrio impone che: Kps = [Ba2+] · [SO42-] = 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 SO42- in soluzione saranno x di Ba2+ e x di SO42- . La soluzione contiene già ioni SO42- che vengono dalla dissociazione del sale solubile Na2SO4. All’equilibrio:

BaSO4 (s) ↔ Ba2+ ( aq) + SO42- ( aq)

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

Kps = [Ba2+] · [SO42-] = 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

Il Podcast della lezione

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Le altre lezioni del corso con podcast

1. Unità di Misura e Grandezze

2. Concetti di Base

3. Nomenclatura

4. Stechiometria delle reazioni chimiche

5. Soluzioni

6. Equilibrio Chimico

7. Elettroliti

8. Acidi e Basi

9. Solubilità

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