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Dr. Gabriel la Giulia PulciniPh.D. Student, Development of new approaches to teaching and learningNatural and Environmental Sciences

University of Camerino, ITALY

Prodotto di solubilitàed Effetto dello ione comune

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ELETTROLITI FORTI ED ELETTROLITI DEBOLI

Per molte sostanze, il processo di dissoluzione in acqua èaccompagnato da una reazione di dissociazione in ioni.Tutte le sostanze che sciogliendosi in acqua producono ioni sichiamano elettroliti e la reazione che porta alla formazione di ioniviene anche detta di ionizzazione.

Gli elettroliti vengono classificati in forti o deboli a seconda che la dissociazione sia completa o solo parziale.

Esempi di elettroliti forti:

HCl(aq) H+(aq) + Cl- (aq)

NaOH(aq) Na+(aq) + OH- (aq)

In genere, tutti i composti ionici sono degli elettroliti forti.

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Esistono infine molti composti che sciolti in acqua non generano ioni.

Tali composti si dicono non elettroliti.

Esempi: zucchero, amido, alcol etilico etc.

Esempi di elettroliti deboli:

CH3COOH (aq) H+(aq) + CH3COO- (aq)

H2O H+(aq) + OH- (aq)

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Il fatto che un composto sia un elettrolita forte (cioè si ionizzi

completamente in acqua) non deve essere confuso con la sua solubilità.

La solubilità di un composto in acqua è definita come la massima quantità

di composto che si scioglie in una data quantità (volume, massa,.. )

di acqua.

Un composto può essere poco solubile, ma dissociarsi

completamente. Esempio: AgCl è un sale molto poco solubile in

acqua, ma il poco composto che si scioglie, si dissocia

completamente secondo:

AgCl(aq)

Ag+(aq) + Cl- (aq)

Un composto può essere molto solubile, ma dissociarsi solo parzialmente.

Esempio: CH3COOH è molto solubile in

acqua, ma solo il 5% circa si dissocia.

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Un composto può essere molto e non dissociarsi affatto solubile(esempio: lo zucchero)

Alcuni sali poco solubili:-carbonati-solfuri dei metalli pesanti-cloruri di alcuni metalli (Ag+. Hg+, Pb2+, ecc.)-alcuni solfati (Ba2+, Pb2+,ecc.)-molti fosfati (Ca2+, ecc.)-molti idrossidi (Fe3+, Fe2+, Mg2+, Mn2+, ecc.)

Alcuni esempi di sali solubili:-nitrati-alogenuri dei metalli alcalini e alcalinoterrosi

-solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi-solfati dei metalli alcalini

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SOLUBILITÀ

Se si scioglie in acqua una sostanza che da luogo a ioni in soluzionein quantità sufficiente da avere una soluzione satura e un corpo difondo, si avrà un equilibrio tra sostanza solida e ioni in soluzione(equilibrio eterogeneo)

La solubilità è la concentrazione massima che si può raggiungere perun soluto in un dato solvente ad una certa temperatura.

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Consideriamo un composto poco solubile che in acqua si dissocia in ioni secondo il seguente equilibrio:

AaBb(solido) aAb+ + bBa-

La costante relativa a questo equilibrio è indicata con Kps ed è data da:

Kps = [Ab+]a [Ba-]b

Un sale precipita quando il prodotto delle concentrazionimolari degli ioni che lo compongono, elevate ai corrispettivi

coefficienti stechiometrici è > Kps

EQUILIBRIO DI SOLUBILITA’ Kps

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Il Kps è una costante termodinamica e quindi dipende dalla T

Solubilità di un sale = concentrazione della soluzione satura(soluzione in equilibrio con il corpo di fondo). Si esprime in mol/lo mg/l-Non è una costante!-Dipende dalla T, dalla presenza di ioni comuni, dal pH(qualora la dissociazione del sale generi specie che si comportano da acidi o basi deboli)

A T costante, Kps e solubilità molare (S) sono correlati fra loro:

Kps = [aS]a [bS]b

Si definiscono poco solubili i sali caratterizzati da Kps< 10-5

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Si intende con solubilità il numero di moli di sale che si sciolgonoper litro di soluzione.Essa è indicata con s (o S) ed è legata alle concentrazione dei variioni in cui si dissocia il sale dai coefficienti stechiometrici.Ad esempio per i tre composti precedenti si ha:

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)s=[Ag+]=[Cl-]

PbI2(s) Pb2+(aq) + 2I-(aq)

s=[Pb2+] , [I-]=2s

Ca3(PO4)2(s) 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)

[Ca2+]=3s , [PO43-]=2s

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La solubilità degli idrossidi e di tutti i sali checontengono anioni provenienti dalla dissociazione di acidi obasi deboli (es. carbonati, solfuri, sali di ammonio, fosfati,solfati, fosfiti, solfiti, nitriti, ecc.) è influenzata dal pH

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Problema

Sapendo che Kps Fe(OH)2 = 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità (s)Fe(OH)2 Fe2+ +2 OH-

Per ogni mole di Fe(OH)2 che si scioglie si formano una mole di Fe e due moli di OH-

Pongo Fe2+ = s e OH- = 2s

Kps = [Fe2+] [ OH-]2 = s * 4 s 2 = 4s3 = 1.6 x 10-14

s = 1.6 x 10-5

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Calcolo del Kps dalla solubilità Calcolare il Kps del PbI2 sapendo che la sua solubilità è di 1,210-3 mol/l

PbI2(s) Pb2+(aq) + 2 I-(aq)

[Pb2+]=s [I-]=2s

Kps=[Pb2+][I-]2

Kps=[Pb2+][I-]2=s (2s)2=4s3

Kps=4s3 =4(1,210-3 )3= 6,910-9

Calcolo della solubilità dal Kps – Calcolare la solubilità dell’ AgCl sapendo che il suo Kps vale 1,810-10

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Concentraz. iniziali - 0 0 Variaz. concentraz. - +s +sConcentraz. Equilibrio - s s

Kps=[Ag+][Cl-]=ss=s2

-5-10ps 101,4101,8Kx

-5101,4xs

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Calcolo della solubilità dal Kps – Calcolare la solubilità del CaF2 sapendo che il suo Kps vale 3,410-11

CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq)

Concentraz. iniziali - 0 0 Variaz. concentraz. - +x +2xConcentraz. Equilibrio - x 2x

Kps=[Ca2+][F-]2=x(2x)2=4x3 3ps /4Kx

-43 -113

ps 102,0/4103,4/4Kx

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EFFETTO DELLO IONE A COMUNE

Effetto dello ione a comune: è provocato su un equilibrio da unasostanza che fornisce ioni che partecipano all’equilibrio

Poiché il valore del Kps (fissata T) deve risultare soddisfatto inqualunque soluzione che contenga ioni A+ e B-, da qualunquecomposto essi provengano.Dal PRINCIPIO DI LE CHATELIER si può quindi prevedere che lasolubilità di un sale diminuisca in una soluzione contenente unoione a comune con il sale.

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Consideriamo ora la solubilità di un sale poco solubile in unasoluzione contenente uno dei due ioni implicati nell’equilibrio disolubilità, ad esempio, di AgCl(s) in una soluzione di NaCl.

NaCl Na +(aq) + Cl-(aq)

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

In base al principio di Le Chatelier, l’equilibrio viene spostato versosinistra dalla presenza di Cl- per cui possiamo prevedere che lasolubilità in NaCl sia inferiore a quella dell’acqua pura.

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Calcoliamo ad esempio la solubilità di AgBrO3, per ilquale Kps=5,810-5, in una soluzione di NaBrO3 0,10M.

In soluzione l’NaBrO3 si dissocia completamente

NaBrO3(s) Na+(aq) + BrO3-(aq)

0,1 0,1 0,1per cui la soluzione è 0,10 M in BrO3

- che uno ione in comune con l’ AgBrO3:

AgBrO3(s) Ag+(aq) + BrO3-(aq) |

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AgBrO3(s) Ag+(aq) + BrO3-(aq)

Concentraz. iniziali - 0 0,10 Variaz. concentraz. - +x +x

Concentraz. Equilibrio - x 0,10+x

Kps=[Ag+][BrO3-]=x * (0,10+x) =5,810-5

-3-5

ps 107,6105,8Kx

Le concentrazioni all’equilibrio vanno calcolate da:

Si noti che x è molto piccolo per cui 0,10+x 0,10

Kps=x * 0,10 =5,810-5 4--5

ps105,8

0,10

105,8

0,10

Kx

Si noti che la solubilità è inferiore a quella in acqua pura:

s = x= 5,810-4

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PRECIPITAZIONE

Consideriamo due soluzioni di sali solubili contenenti ciascuna unodei due ioni che partecipano ad un equilibrio di solubilità di un salepoco solubile.Prendiamo ad esempio una soluzione di AgNO3 (che è solubile edissocia negli ioni Ag+ e NO3

-) ed una di NaCl (che è solubile e dissocianegli ioni Na+ e Cl- ): se le mescoliamo abbiamo nella soluzionerisultante la presenza degli ioni Ag+ e Cl – che partecipanoall’equilibrio di solubilità:

AgNO3 Ag +(aq) + NO3-(aq)

NaCl Na +(aq) + Cl-(aq)

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

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Se le concentrazioni [Ag+] e [Cl –] subito dopo il mescolamento sonosufficientemente elevate si ha formazione immediata nel corpo dellasoluzione di AgCl solido: la soluzione diventa improvvisamentetorbida per la presenza di particelle di AgCl in sospensione e solodopo un certo tempo il solido si deposita sul fondo lasciando insoluzione concentrazioni [Ag+] e [Cl –] compatibili con l’equilibrio.Tale fenomeno è noto come precipitazione.

Per determinare se si ha o no precipitazione in seguito almescolamento delle due soluzioni, si fa uso del criterio generale perdeterminare in che direzione procede una reazione per raggiungerel’equilibrio a partire da concentrazioni iniziali note di reagenti eprodotti ovvero si calcola il QUOZIENTE DI REAZIONE.

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Se QC > Kps la reazione procede verso sinistra

Se QC < Kps la reazione procede verso destra

Se QC = Kps la reazione è all’equilibrio

Qc corrisponde al prodotto ionico che ha la stessa espressione del

Kps ma le concentrazioni dei due ioni non sono quelle all’equilibrio

ma quelle della soluzione subito dopo il dal mescolamento. Ad

esempio per la solubilità di AgCl:

Kps= [Ag+]eq[Cl-]eq QC = [Ag+]0[Cl-]0

Se QC > Kps si ha precipitazione

Se QC KC non si ha precipitazione

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Problema

Se mescoliamo 1,0 litri di una soluzione 0,10 M di Pb(NO3)2 e

1,0 litri di una soluzione 0,20 M di NaCl, si avrà precipitazione

di PbCl2? (Kps=1,610-5)

Il Pb(NO3)2 è elettrolita forte e si dissocia negli ioni Pb2+ e NO3-

per cui si dissocia ella prima soluzione [Pb2+]=0,10 M.

Analogamente nella seconda soluzione [Cl-]=0,20 M.

Per prima cosa calcoliamo le concentrazioni di questi due ioni

nella soluzione risultante dopo il mescolamento.

I volumi delle due soluzioni mescolate sono V1=V2=1,0 litri e

quindi dopo il mescolamento il volume finale è:

Vfin= V1+V2= 1,0+1,0= 2,0 litri

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Nella soluzione iniziale di Pb(NO3)2 la concentrazione degli ioni Pb2+ è 0,10M e

quindi ci sono 0,10 moli di tale ione. Dopo il mescolamento, lo stesso numero di

moli è diluito nel volume finale di 2,0 litri e quindi la sua concentrazione sarà:

[Pb2+]=0,1/2,0=0,05 M

Analogamente la concentrazione degli ioni Cl- dopo il mescolamento sarà:

[Cl-]=0,2/2,0=0,1 M

Si calcola Qc per la reazione di equilibrio di solubilità:

Qc=[Pb2+][Cl-]2=(0,05)(0,10)2=5,010-4

E lo si confronta con il valore dato Kps=1,610-5 .

Piochè Qc>Kps, la reazione è spostata verso sinistra e quindi si ha la precipitazione di

PbCl2.

Man mano che PbCl2 precipita le concentrazioni di Pb2+ e Cl- diminuiscono fino a

che il loro prodotto ionico diventa uguale a Kps e la precipitazione si arresta.

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Può essere interessante stabilire quanto dello ione Pb2+ inizialmente presente rimane

in soluzione dopo la precipitazione e quanto invece è precipitato come PbCl2.

Siccome Pb2+ e Cl- sono stati mescolati in quantità stechiometriche nessuno dei due è

in eccesso e si ha [Pb2+]=[Cl-]=x e quindi all’equilibrio

Kps=[Pb2+][Cl-]2=(x)(2x)2=4x3

-23 -53ps

2101,6/4101,6/4K][Pb

che corrisponde ad un numero di moli pari a:

[Pb2+] Vfin= 1,610-22=0,032

Le moli di Pb2+ inizialmente presenti erano 0,1 per cui ne sono precipitate:

0,1-0,032=0,068 cioè il 68%1000,10

0,068