Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps

Questo sito utilizza cookie, anche di terze parti. Se vuoi saperne di più leggi la nostra Cookie Policy. Scorrendo questa pagina o cliccando qualunque suo elemento acconsenti all’uso dei cookie.I testi seguenti sono di proprietà dei rispettivi autori che ringraziamo per l'opportunità che ci danno di far conoscere gratuitamente a studenti , docenti e agli utenti del web i loro testi per sole finalità illustrative didattiche e scientifiche.

Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps

I sali sono elettroliti forti ed in soluzione acquosa sono quindi completamente dissociati. Ma non tutti i sali sono egualmente solubili in acqua. Esistono sali molto solubili e sali poco solubili.

Qui tratteremo dei sali poco solubili, poichè quelli molto solubili sono in grado di produrre delle soluzioni talmente concentrate che il loro comportamento si discosta eccessivamente dall'idealità cui si applicano le leggi degli equilibri chimici.

Supponiamo di porre in acqua un sale poco solubile, per esempio BaS04. Una piccola parte del sale passa in soluzione e si stabilisce il seguente equilibrio

Tra il corpo di fondo indissociato che non si è disciolto ed è quindi allo stato solido, e la soluzione satura dei suoi ioni.

In questo caso particolare si trova che all'equilibrio, alla temperatura di 25°C, le concentrazioni degli ioni in soluzione sono

[Ba2+] = [SO42-] = 1,04. 10-5 mol/l

Si definisce Solubilità (S) di un sale, il numero di moli di sale disciolte in un litro di soluzione satura (Solubilità = molarità soluzione satura).

Tenendo presente che ogni mole di solfato di bario che si scioglie, si dissocia in uno ione bario e in un anione solfato, la solubilità del solfato di bario sarà quindi S = 1,04. 10-5 mol/l.

In molti casi risulta più conveniente esprimere la solubilità in grammi di sale disciolto in un litro di soluzione satura. E' evidente che per ottenere tale valore è sufficiente moltiplicare la molarità per il peso molare del sale.

Ad esempio, sapendo che il peso molare del solfato di bario è 233 g/mol, la sua solubiltà espressa in g/l vale

S = 1,04. 10-5 mol/l . 233 g/mol = 2,42.10-3 g/l

Tra il corpo di fondo indissociato e gli ioni presenti nella soluzione satura esiste un equilibrio dinamico. All'equilibrio infatti per ogni molecola di sale che passa in soluzione e si dissocia, una molecola di sale si forma per unione degli ioni in soluzione e si deposita sul fondo.

Anche per tale equilibrio è naturalmente possibile scrivere la relativa equazione

Trattandosi però di un equilibrio eterogeneo in cui la concentrazione del solido indissoluto è costante, esso viene espresso inglobando la concentrazione del solido nella costante di equilibrio

La nuova costante prende il nome di prodotto di solubilità o kps.

Naturalmente il prodotto di solubilità è una costante solo a temperatura costante e descrive solo soluzioni sature. In una soluzione non satura il prodotto delle concentrazioni ioniche è inferiore al prodotto di solubilità.

E' infine evidente che tanto minore è il valore del prodotto di solubilità tanto meno solubile è il sale e viceversa. Esiste infatti una precisa relazione tra solubilità e prodotto di solubilità. Tale relazione non è però identica per tutti i sali, ma dipende dalla stechiometria del sale (in altre parole dal numero di ioni dissociabili).

Ad esempio

per sali del tipo AB che si dissociano in due soli ioni vale la seguente relazione

kps = S2

per sali del tipo A2B o AB2 che si dissociano in tre ioni vale

kps = 4S3

Ciò significa che se vogliamo confrontare le solubilità di due sali analizzando le rispettive kps possiamo farlo solo nel caso in cui i due sali possiedano la stessa stechiometria.

Ad esempio possiamo affermare che FeS (kps =3,7.10-19) è meno solubile di AgBr (kps = 5.10-13) poichè entrambi i sali si dissociano in due ioni.

Ma se vogliamo confrontare le solubilità di SrF2 (kps = 2,8.10-9) e di SrSO4 (kps = 3,8.10-7) non possiamo semplicemente basarci sui valori dei rispettivi kps, ma dobbiamo calcolarci le solubilità

Se indichiamo con X il numero di moli di SrF2 che si sciolgono e si dissociano in X moli di ioni Sr2+ e 2X moli di ioni F-, ed osserviamo che X rappresenta anche la solubilità del sale, possiamo scrivere

e quindi

Se ora indichiamo con Y il numero di mol/l di SrSO4 che si sciolgono (e quindi Y = S) e si dissociano in Y ioni Sr2+ e Y ioni SO42-, possiamo scrivere

e quindi

Contrariamente a quanto poteva sembrare confrontando le kps, SrF2 è più solubile di SrSO4.

La conoscenza di kps ci permette di prevedere le condizioni in cui si forma un precipitato. E' sufficiente infatti che la concentrazione di uno degli ioni in soluzione sia tale per cui venga superato il valore di kps perché parte del sale precipiti.

Fonte: http://digidownload.libero.it/quintaachimica/CHIMICA.doc

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

Parola chiave google : Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps tipo file : doc

Clicca qui per visitare il portale dedicato alla chimica