16.10: Equilibri di solubilità

Gli equilibri di solubilità vengono stabiliti quando la dissoluzione e la precipitazione di una specie di soluto avvengono a velocità uguali. Questi equilibri sono alla base di molti processi naturali e tecnologici, che vanno dalla carie alla depurazione dell’acqua. La comprensione dei fattori che influenzano la solubilità dei composti è quindi essenziale per la gestione efficace di questi processi. Questa sezione applica i concetti e gli strumenti di equilibrio precedentemente introdotti ai sistemi che coinvolgono dissoluzione e precipitazione.

Il prodotto di solubilità

Ricordiamo che la solubilità di una sostanza può variare da essenzialmente zero (insolubile o scarsamente solubile) a infinito (miscibile). Un soluto con solubilità finita può produrre una soluzione satura quando viene aggiunto a un solvente in una quantità superiore alla sua solubilità, risultando in una miscela eterogenea della soluzione satura e del soluto non disciolto in eccesso. Ad esempio, una soluzione satura di cloruro d'argento è quella in cui è stato stabilito l'equilibrio mostrato di seguito.

In questa soluzione, un eccesso di AgCl solido si dissolve e si dissocia per produrre ioni Ag^+ e Cl^– acquosi alla stessa velocità con cui quest’ultimi si combinano e precipitano per formare AgCl solido. Poiché il cloruro d'argento è un sale scarsamente solubile, la concentrazione di equilibrio dei suoi ioni disciolti nella soluzione è relativamente bassa.

La costante di equilibrio per equilibri di solubilità come questo è chiamata costante del prodotto di solubilità, K_sp, in questo caso:

Ricordiamo che solo i gas e i soluti sono rappresentati nelle espressioni della costante di equilibrio, quindi il K_sp non include un termine per l'AgCl non disciolto.

K_sp e solubilità

Il K_sp di un composto ionico leggermente solubile può essere semplicemente correlato alla sua solubilità misurata a condizione che il processo di dissoluzione implichi solo dissociazione e solvatazione, ad esempio:

Per casi come questi, è possibile derivare i valori K_sp dalle solubilità fornite o viceversa. Calcoli di questo tipo vengono eseguiti più convenientemente utilizzando la solubilità molare di un composto, misurata come moli di soluto disciolto per litro di soluzione satura.

Prevedere le precipitazioni

L’equazione che descrive l’equilibrio tra il carbonato di calcio solido e i suoi ioni solvatati è:

È importante rendersi conto che questo equilibrio viene stabilito in qualsiasi soluzione acquosa contenente ioni Ca^2+ e CO^3^2–, non solo in una soluzione formata saturando l'acqua con carbonato di calcio. Consideriamo, ad esempio, la miscelazione di soluzioni acquose di composti solubili come il carbonato di sodio e il nitrato di calcio. Se le concentrazioni di ioni calcio e carbonato nella miscela non danno un quoziente di reazione, Q, che supera il prodotto di solubilità, K_sp, allora non si verificherà alcuna precipitazione. Se le concentrazioni di ioni producono un quoziente di reazione maggiore del prodotto di solubilità, si verificherà la precipitazione, abbassando tali concentrazioni fino a stabilire l'equilibrio (Q = K_sp). Il confronto tra Q e K_sp per prevedere le precipitazioni è un esempio dell'approccio generale alla previsione della direzione di una reazione introdotto per la prima volta nelle lezioni sull'equilibrio. Per il caso specifico degli equilibri di solubilità:

Q < K_sp: la reazione procede in avanti (la soluzione non è satura; non si osserva alcuna precipitazione)

Q > K_sp: la reazione procede in senso inverso (la soluzione è sovrasatura; si avrà precipitazione)

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 15.1: Precipitation and Dissolution.

Il cloruro di sodio è considerato solubile perché grandi quantità di esso si dissolvono in acqua, ma quando all'acqua viene aggiunto il cloruro di piombo, solo una piccola quantità si dissolve, mentre il resto rimane insolubile. Il solido non disciolto coesiste con gli ioni piombo e cloruro che sono in soluzione. Parte del cloruro di piombo solido continua a dissolversi, mentre alcuni degli ioni nella soluzione si ricombinano per formare un precipitato.

Quando la velocità di dissoluzione è uguale alla velocità di precipitazione, si stabilisce un equilibrio di solubilità. La costante di equilibrio può essere calcolata dalle concentrazioni di equilibrio degli ioni in base alla reazione di dissoluzione dove il cloruro di piombo si dissocia in uno ione piombo e due ioni cloruro. Quindi, la costante di equilibrio è data dalla concentrazione molare degli ioni piombo moltiplicata per il quadrato della concentrazione molare degli ioni cloruro.

Poiché la concentrazione del cloruro di piombo solido rimane costante, viene esclusa dal calcolo. Questa costante di equilibrio è detta prodotto di solubilità, indicata con Ksp. A 25 C, il Ksp del cloruro di piombo è 1, 17 10⁻⁵.

Il valore di Ksp rappresenta la misura in cui un composto può dissolversi per formare una soluzione acquosa satura. A una data temperatura, il Ksp di un composto è costante. La solubilità di un composto in moli per litro, nota come solubilità molare, viene spesso usata per esprimere la concentrazione del solido disciolto in una soluzione satura.

La solubilità di un composto può variare a seconda di fattori, come il pH della soluzione e se sono presenti altri ioni. La solubilità molare di un composto, x, può essere calcolata dal suo Ksp, utilizzando una tabella ICE. Le concentrazioni iniziali di ioni piombo e ioni cloruro nella soluzione sono zero.

In equilibrio, la concentrazione molare degli ioni piombo è rappresentata da x, mentre quella degli ioni cloruro è 2x. Sostituendo nell'espressione di equilibrio, il prodotto di solubilità per il cloruro di piombo è uguale a x volte 2x², che è uguale a 4x³. Poiché il Ksp per il cloruro di piombo è 1, 17 10⁻⁵, x è risolto in 1, 43 10⁻² molare.

Per i composti che hanno la stessa stechiometria di dissociazione, come il cloruro di piombo e il fluoruro di calcio, dove 1 mole di ciascun composto produce 3 moli di ioni disciolti, i rispettivi valori Ksp possono essere utilizzati direttamente per confrontare le loro solubilità relative.