Prodotto di solubilità ed Effetto dello ione comune

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1 Prodotto di solubilità ed Effetto dello ione comune Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental Sciences University of Camerino, ITALY 1

2 ELETTROLITI FORTI ED ELETTROLITI DEBOLI Per molte sostanze, il processo di dissoluzione in acqua è accompagnato da una reazione di dissociazione in ioni. Tutte le sostanze che sciogliendosi in acqua producono ioni si chiamano elettroliti e la reazione che porta alla formazione di ioni viene 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. 2

3 Esempi di elettroliti deboli: CH 3 COOH (aq) H 2 O H + (aq) + CH 3 COO - (aq) H + (aq) + OH - (aq) Esistono infine molti composti che sciolti in acqua non generano ioni. Tali composti si dicono non elettroliti. Esempi: zucchero, amido, alcol etilico etc. 3

4 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: CH 3 COOH è molto solubile in acqua, ma solo il 5% circa si dissocia. 4

5 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 +, Pb 2+, ecc.) -alcuni solfati (Ba 2+, Pb 2+,ecc.) -molti fosfati (Ca 2+, ecc.) -molti idrossidi (Fe 3+, Fe 2+, Mg 2+, Mn 2+, ecc.) Alcuni esempi di sali solubili: -nitrati -alogenuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi -solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi -solfati dei metalli alcalini 5

6 SOLUBILITÀ Se si scioglie in acqua una sostanza che da luogo a ioni in soluzione in quantità sufficiente da avere una soluzione satura e un corpo di fondo, si avrà un equilibrio tra sostanza solida e ioni in soluzione (equilibrio eterogeneo) La solubilità è la concentrazione massima che si può raggiungere per un soluto in un dato solvente ad una certa temperatura. 6

7 EQUILIBRIO DI SOLUBILITA Kps Consideriamo un composto poco solubile che in acqua si dissocia in ioni secondo il seguente equilibrio: A a B b(solido) aa b+ + bb a- La costante relativa a questo equilibrio è indicata con K ps ed è data da: K ps = [A b+ ] a [B a- ] b Un sale precipita quando il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni che lo compongono, elevate ai corrispettivi coefficienti stechiometrici è > K ps 7

8 Il K ps 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/l o 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, K ps e solubilità molare (S) sono correlati fra loro: K ps = [as] a [bs] b Si definiscono poco solubili i sali caratterizzati da K ps <

9 Si intende con solubilità il numero di moli di sale che si sciolgono per litro di soluzione. Essa è indicata con s (o S) ed è legata alle concentrazione dei vari ioni in cui si dissocia il sale dai coefficienti stechiometrici. Ad esempio per i tre composti precedenti si ha: AgCl(s) s=[ag + ]=[Cl - ] Ag + (aq) + Cl - (aq) PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) s=[pb 2+ ], [I - ]=2s Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 3-4 (aq) [Ca 2+ ]=3s, [PO 3-4 ]=2s 9

10 La solubilità degli idrossidi e di tutti i sali che contengono anioni provenienti dalla dissociazione di acidi o basi deboli (es. carbonati, solfuri, sali di ammonio, fosfati, solfati, fosfiti, solfiti, nitriti, ecc.) è influenzata dal ph 10

11 Problema Sapendo che K ps Fe(OH) 2 = 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità (s) Fe(OH) 2 Fe OH - Per ogni mole di Fe(OH) 2 che si scioglie si formano una mole di Fe e due moli di OH - Pongo Fe 2+ = s e OH - = 2s K ps = [Fe 2+ ] [ OH - ] 2 = s * 4 s 2 = 4s 3 = 1.6 x s = 1.6 x

12 Calcolo del K ps dalla solubilità Calcolare il K ps del PbI 2 sapendo che la sua solubilità è di 1, mol/l PbI 2 (s) [Pb 2+ ]=s [I - ]=2s K ps =[Pb 2+ ][I - ] 2 =s (2s) 2 =4s 3 Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) K ps =4s 3 =4(1, ) 3 = 6, K ps =[Pb 2+ ][I - ] 2 Calcolo della solubilità dal K ps Calcolare la solubilità dell AgCl sapendo che il suo K ps vale 1, AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Concentraz. iniziali Variaz. concentraz. - +s +s K ps =[Ag + ][Cl - ]=s s=s 2 Concentraz. Equilibrio - s s x K ps 1,8 10 1,4 10 s x 1,

13 Calcolo della solubilità dal K ps Calcolare la solubilità del CaF 2 sapendo che il suo K ps vale 3, CaF 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2F - (aq) Concentraz. iniziali Variaz. concentraz. - +x +2x Concentraz. Equilibrio - x 2x x K ps =[Ca 2+ ][F - ] 2 =x(2x) 2 =4x 3 3 K ps /4 x 3 K ps/4 3,4 10 /4 2,

14 EFFETTO DELLO IONE A COMUNE Effetto dello ione a comune: è provocato su un equilibrio da una sostanza che fornisce ioni che partecipano all equilibrio Poiché il valore del Kps (fissata T) deve risultare soddisfatto in qualunque soluzione che contenga ioni A + e B -, da qualunque composto essi provengano. Dal PRINCIPIO DI LE CHATELIER si può quindi prevedere che la solubilità di un sale diminuisca in una soluzione contenente uno ione a comune con il sale. 14

15 Consideriamo ora la solubilità di un sale poco solubile in una soluzione contenente uno dei due ioni implicati nell equilibrio di solubilità, ad esempio, di AgCl(s) in una soluzione di NaCl. NaCl AgCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) Ag + (aq) + Cl - (aq) In base al principio di Le Chatelier, l equilibrio viene spostato verso sinistra dalla presenza di Cl - per cui possiamo prevedere che la solubilità in NaCl sia inferiore a quella dell acqua pura. 15

16 Calcoliamo ad esempio la solubilità di AgBrO 3, per il quale K ps =5,8 10-5, in una soluzione di NaBrO 3 0,10M. In soluzione l NaBrO 3 si dissocia completamente NaBrO 3 (s) Na + (aq) + BrO 3- (aq) 0,1 0,1 0,1 per cui la soluzione è 0,10 M in BrO 3- che uno ione in comune con l AgBrO 3 : AgBrO 3 (s) Ag + (aq) + BrO 3- (aq) 16

17 Le concentrazioni all equilibrio vanno calcolate da: AgBrO 3 (s) Ag + (aq) + BrO 3- (aq) x Concentraz. iniziali - 0 0,10 Variaz. concentraz. - +x +x Concentraz. Equilibrio - x 0,10+x K ps =[Ag + ][BrO 3- ]=x * (0,10+x) =5, Si noti che x è molto piccolo per cui 0,10+x 0,10 K -5 K ps =x * 0,10 =5, ps 5, x 5,8 10 0,10 0,10 s = x= 5, Si noti che la solubilità è inferiore a quella in acqua pura: K -5-3 ps 5,8 10 7,

18 PRECIPITAZIONE Consideriamo due soluzioni di sali solubili contenenti ciascuna uno dei due ioni che partecipano ad un equilibrio di solubilità di un sale poco solubile. Prendiamo ad esempio una soluzione di AgNO 3 (che è solubile e dissocia negli ioni Ag + e NO 3- ) ed una di NaCl (che è solubile e dissocia negli ioni Na + e Cl - ): se le mescoliamo abbiamo nella soluzione risultante la presenza degli ioni Ag + e Cl che partecipano all equilibrio di solubilità: AgNO 3 Ag + (aq) + NO 3- (aq) NaCl AgCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) Ag + (aq) + Cl - (aq) 18

19 Se le concentrazioni [Ag + ] e [Cl ] subito dopo il mescolamento sono sufficientemente elevate si ha formazione immediata nel corpo della soluzione di AgCl solido: la soluzione diventa improvvisamente torbida per la presenza di particelle di AgCl in sospensione e solo dopo un certo tempo il solido si deposita sul fondo lasciando in soluzione concentrazioni [Ag + ] e [Cl ] compatibili con l equilibrio. Tale fenomeno è noto come precipitazione. Per determinare se si ha o no precipitazione in seguito al mescolamento delle due soluzioni, si fa uso del criterio generale per determinare in che direzione procede una reazione per raggiungere l equilibrio a partire da concentrazioni iniziali note di reagenti e prodotti ovvero si calcola il QUOZIENTE DI REAZIONE. 19

20 Se Q C > K ps Se Q C < K ps Se Q C = K ps la reazione procede verso sinistra la reazione procede verso destra la reazione è all equilibrio Q c corrisponde al prodotto ionico che ha la stessa espressione del K ps ma le concentrazioni dei due ioni non sono quelle all equilibrio ma quelle della soluzione subito dopo il esempio per la solubilità di AgCl: K ps = [Ag + ] eq [Cl - ] eq Q C = [Ag + ] 0 [Cl - ] 0 Se Q C > K ps si ha precipitazione dal mescolamento. Ad Se Q C K C non si ha precipitazione 20

21 Problema Se mescoliamo 1,0 litri di una soluzione 0,10 M di Pb(NO 3 ) 2 e 1,0 litri di una soluzione 0,20 M di NaCl, si avrà precipitazione di PbCl 2? (K ps =1, ) Il Pb(NO 3 ) 2 è elettrolita forte e si dissocia negli ioni Pb 2+ e NO - 3 per cui si dissocia ella prima soluzione [Pb 2+ ]=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 V 1 =V 2 =1,0 litri e quindi dopo il mescolamento il volume finale è: V fin = V 1 +V 2 = 1,0+1,0= 2,0 litri 21

22 Nella soluzione iniziale di Pb(NO 3 ) 2 la concentrazione degli ioni Pb 2+ 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: [Pb 2+ ]=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 Q c per la reazione di equilibrio di solubilità: Q c =[Pb 2+ ][Cl - ] 2 =(0,05)(0,10) 2 =5, E lo si confronta con il valore dato K ps =1, Piochè Q c >K ps, la reazione è spostata verso sinistra e quindi si ha la precipitazione di PbCl 2. Man mano che PbCl 2 precipita le concentrazioni di Pb 2+ e Cl - diminuiscono fino a che il loro prodotto ionico diventa uguale a K ps e la precipitazione si arresta. 22

23 Può essere interessante stabilire quanto dello ione Pb 2+ inizialmente presente rimane in soluzione dopo la precipitazione e quanto invece è precipitato come PbCl 2. Siccome Pb 2+ e Cl - sono stati mescolati in quantità stechiometriche nessuno dei due è in eccesso e si ha [Pb 2+ ]=[Cl - ]=x e quindi all equilibrio K ps =[Pb 2+ ][Cl - ] 2 =(x)(2x) 2 =4x 3 [Pb 2 ] 3 K ps / ,6 10 /4 1,6 10 che corrisponde ad un numero di moli pari a: [Pb 2+ ] V fin = 1, =0,032 Le moli di Pb 2+ inizialmente presenti erano 0,1 per cui ne sono precipitate: 0,1-0,032=0,068 cioè il 0, % 0,