9.04 – Equilibro di solubilità

9.04 – Equilibro di solubilità

Prima di leggere questo articolo è importante che tu sappia chiaramente cos’è la solubilità. Nel caso ti suggeriamo la lettura di questo argomento: le soluzioni.

Quando in una reazione all’equilibrio presenta dei solidi, questi, non vanno considerati nella costante di equilibrio stessa. In condizioni come quella appena descritta parliamo di equilibri eterogenei e di prodotto di solubilità.

Prende il nome di Kps o prodotto di solubilità “Il prodotto delle concentrazioni degli ioni provenienti dalla dissociazione del composto in soluzione satura.”

Facciamo subito un esempio.

AgCl + H₂O <-> Ag⁺ + Cl^–

Il kps sarà uguale al prodotto delle concentrazioni di Ag⁺ + Cl^– quindi avremo che:

kps= [Ag⁺] * [Cl^–]

Se indichiamo con “s” la solubilità avremo che la concentrazione del [Cl^–] è s e ugualmente sarà per la concentrazione di [Ag⁺] quindi possiamo scrivere il kps come kps = s * s di conseguenza avremo che kps=s². Rimuovendo il quadro avremo che la solubilità per il cloruro di argento sarà uguale a s=√kps.

Impostiamo un altro esempio.

Consideriamo questa volta PbCl₂.

PbCl₂ dissocia come: PbCl₂ + H₂O <-> [Pb⁺] + 2[Cl^–].

In questo caso, indicando nuovamente la solubilità come “s” avremo che kps= s * (2s)² per cui kps=4s³ quindi eseguendo dei calcoli matematici avremo che la solubilità sarà uguale a s= ⁽³√kps)/4.

[ N.B. Quello sul kps è un argomento che può risultare complesso per cui è importante affiancare questo studio a degli esercizi al fine di comprendere al massimo l’argomento stesso. ]

Formazione del corpo di fondo

• Quando il prodotto delle concentrazioni ioniche è maggiore del kps avremo la formazione di corpo di fondo.
• Quando il prodotto delle concentrazioni ioniche è uguale al kps non avremo precipitato ma se aggiungiamo altro Ag⁺ o Cl^– precipiterà qualcosa.
• Quando il prodotto delle concentrazioni ioniche è minore al kps non avremo precipitato.

Effetto dello ione comune

Consideriamo di nuovo la reazione all’equilibrio AgCl + H₂O <-> Ag⁺ + Cl^– e questa volta aggiungiamo una soluzione acquosa di acido cloridrico HCl -> H⁺ + Cl^– , per la presenza dello ione in comune (Cl^–) e secondo il Principio di Le Châtelier l’equilibrio si sposterà verso sinistra con produzione di AgCl.

• Nota che:
  • La solubilità di un composto poco solubile dimunuisce se si aggiunge alla soluzione un altro composto avenete con esso uno ione in comune.
  • Viceversa, la rimozione di uno ione comune aumenta la solubilità.