Equilibrio chimico: omogenei, eterogenei e solubilità in soluzioni

EQUILIBRIO CHIMICO

aA + bB z cC + dD
Keq= [C]c . [D]d
[A]a . [B]b
Keg è una costante che dipende esclusivamente dalla
natura delle specie all'equilibrio e dalla temperatura

Equilibri omogenei

Tutte le specie chimiche in equilibrio costituiscono
un'UNICA fase.
(es. equilibri in cui reagenti e prodotti sono gas oppure
equilibri in cui reagenti e prodotti sono componenti di
una soluzione)

Equilibri eterogenei

Le specie chimiche all'equilibrio fanno parte di due o
più fasi.

EQUILIBRI IN SOLUZIONI SATURE DI SALI POCO SOLUBILI

BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Equilibrio tra il sale indisciolto ed il sale in soluzione
=> SOLUZIONE SATURA
Solubilità (s): massima concentrazione del sale ottenibile
ad una data temperatura.
Keg = [Ba2+] . [SO,2-]
[BaSO4]
BaSO4 (s)] è costante
=> [Ba2+] . [SO,2"] = Keg . [BaSO4] = Kps
Prodotto di solubilità:
Kps = [Ba2+] . [SO,2-]
Kps può essere espresso in termini di solubilità (s):
[Ba2+] = [so,2-] = $ BaSO4
=> Kns = S2

ESERCIZIO 1

La solubilità di BaF2 in acqua è 1,30 g/dm3. Calcolare il
prodotto di solubilità.
Reazione di dissoluzione:
BaF2 Ba2+ + 2F"
Kns = [Ba2+] . [F ]2
[Ba2+] = SBaF2
; [F ] = 2SBaF2
=> Kps = S . (2s)2 = 4s 3
Le concentrazioni che compaiono nell'espressione del K
sono concentrazioni molari.
ps
s (BaF2) = 1,30 g/dm3
P.M.
BaF2
= 175,4 g/mol
SBaF2
=
1,30 g/dm3 = 0,0074 mol/dm3
175,4 g/mol
=> Kps = 4 . (0,0074)3 = 1,62 . 10-6 (mol/dm3)3

ESERCIZIO 2

Il prodotto di solubilità di Fe(OH)2 è 1,6 · 10-14 a 25°C.
Calcolare la solubilità in g/dm3 dell'idrossido.
Reazione di dissoluzione:
Fe(OH)2 ≥ Fe2+ + 20H
Kns = [Fe2+] . [OH"]2
[Fe2+] = SFe(OH)2
; [OH"] = 2SFe(OH)2
=> Kns= S . (2s)2 = 4s 3
3
3
S = K /4 = \ 1,6 . 10-14 / 4 = 1,59 . 10-5 mol/dm3
P.M. Fe(OH))= 89,85 g/mol
s = 1,59 . 10-5 mol/dm3 . 89,85 g/mol = 0,00143 g/ dm3

ESERCIZIO 3

10g di solfato di argento sono sbattuti con acqua ed il
volume portato a 1,0 dm3. Il residuo indisciolto pesa 1,9g.
Calcolare la Ks del solfato di argento.
Reazione di dissoluzione:
Ag2SO4 ≥ 2Ag+ +SO42-
Kps = [Ag+]2 . [SO,2-]
[Ag+] = 2s AgySO4 ; [SO42] = S Ag2SO4
=> Kps = (2s)2 . s = 4s 3
S Ag2SO4
= 10g - 1,9g = 8,1 g/dm3
1dm3
P.M.
Ag2SO4
= 311,8 g/mol
S Ag2SO4
= 8,1 g/dm3 = 0,026 mol/dm3
311,8 g/mol
=> Kns= 4s 3=4 . (0,026 mol/dm3)3 = 7,0 . 10-5
(mol/dm3)3

ESERCIZIO 4

Il prodotto di solubilità di Mg(OH), è 1,2 · 10-11 (mol/dm3)3.
Calcolare il pOH di una soluzione satura di Mg(OH)2.
Reazione di dissoluzione:
Mg(OH)2
→
Mg2+ + 20H"
Kps = [Mg2+] . [OH-]2
[Mg2+] = [OH-]
=> Kps = [OH ] . [OH-]2 = 1,2 . 10-11
2
2
[OH] = V 2 . Kps = V 2 . 1,2 . 10-11 = 2,9 . 10-4 mol/l
3
3
POH = - log [OH ] = - log 2,9 . 10-4 = 3,54
pH = 14 - pOH = 14 - 3,54 = 10,46

ESERCIZIO 5

Una soluzione satura di Ca(OH)2 ha pH = 12,35. Calcolare
la solubilità ed il prodotto di solubilità dell'idrossido.
Reazione di dissoluzione:
Ca(OH)2 Ca2+ + 20H-
Kns = [Ca2+] . [OH" ]2
pH = 12,35 => pOH = 14 - pH = 14 - 12,35 = 1,65
[OH-] = 10-POH = 10 -1,65 = 0,0224 mol/l
[OH ] = 2s => s = 0,0224 = 0,0112 mol/l
2
P.M.
Ca(OH)2
= 74,08 g/mol
s = 0,0112 mol/l · 74,08 g/mol = 0,83 g/l
[Ca2+] = [OH-] = 0,0112 mol/l
2
Kps = [Ca2+] . [OH"]2 = 0,0112 . (0,0224 )2 = 5,62 . 10-6

SOLUBILITA' IN PRESENZA DI UNO IONE IN COMUNE

AgCl (s) ≥ Ag+ (aq) + CI- (aq)
Kps = [Ag+] . [CI-] = 1,6 . 10-10
Se a questa soluzione aggiungiamo una piccola quantità di
AgNO3 (sale solubile) la solubilità di AgCl diminuisce
notevolmente
EFFETTO DELLO IONE IN COMUNE
Il prodotto di solubilità deve risultare soddisfatto in
qualunque soluzione che contenga ioni Ag+ e Cl- , da
qualsiasi composto essi provengano.
Per il principio di Le Chatelier, la solubilità di un sale
diminuisce in una soluzione che contenga uno ione a
comune con il sale.

ESEMPIO

Calcolare la solubilità di AgCl in una soluzione 0,01M
di AgNO3. Kps = 1,6 · 10-10 mol2/12
AgCl (s) ≥ Ag+ (aq) + CI- (aq)
Kps = [Ag+] . [CI-] = 1,6 . 10-10
[Ag+]totale = [Ag+]AgNO] + [Ag+]AgCI
[Ag+]AgNO3= 0,01 M
AgNO3
(AgNO3 sale molto solubile)
[Ag+]AgCI
=S
AgCl
(trascurabile)
=> [Ag+]totale= [Ag+]AgNo: = 0,01M
[CI"] = SAgCI
Kns = [Ag+] . [CI] = 0,01 . SASCI = 1,6 . 10-10
SAgCI = 1,6 . 10-10 = 1,6 . 10-8 mol/l
0,01

ESERCIZIO 6

Quanti grammi diAg2SO4 si sciolgono in 1dm3 di acqua
pura ed in 1dm3 di una soluzione 0,420M di Na2SO4?
Kps (Ag2SO4) = 7,0 . 10-5 mol3/13
Reazione di dissoluzione:
Ag2SO4 2Ag+ +SO.2-
Kps = [Ag+]2 . [SO42-] = 7,0 . 10-5
1) 1 dm3 H2O pura
[SO,2-] =s ; [Ag+] = 2s
Kps (Ag2SO4) = s . (2s)2 = 4s 3 = 7,0 . 10-5
3
S Ag2SO4
=7,0 . 10-5 /4 = 2,6 · 10-2 mol/l
P.M.
Ag2SO = 312 g/mol
S Ag2SO4
= 2,6 · 10-2 mol/l . 312 g/mol = 8,1 g/l
2) 1 dm3 Na2SO4 0,420M
Kns = [Ag+]2 . [SO42-] = 7,0 . 10-5

Calcolo della solubilità in soluzione di Na2SO4

[SO42-]totale = [SO42-]
Na2SO4
+ [SO42-]
Ag2SO4
[SO,2-]
Na,SO = 0,420 M (Na2SO4 è un sale molto
solubile)
[SO,2-]
Ag2SO4
= S Ag2SO4
(trascurabile)
=> [SO42-]totale~ [SO42-]
Na2SO4
[Ag+] = 2 S Ag2SO4
Kps (Ag2SO4) = 0,420 . (2s)2 = 7,0 . 10-5
=>s=
7,0 . 10-5 = 0,0064 mol/l
4 . 0,420
s = 0,0064 mol/l · 312 g/mol = 2,01 g/l

ESERCIZIO 7

Calcolare quanto solfato di calcio si scioglie in 0,500 dm3
di una soluzione 1,0 . 10-3 M di CaCh2.
Kps (CaSO4) = 2,35 . 10-5 mol2/12
CASO4 ≥ Ca2+ + SO2-
K
ps (CaSO4)
(Caso4) =[ Ca2+] . [SO42]
[Ca2+ ] totale = [Ca2+ ]
CaCl2
+ [Ca2+ ]
CaSO4
[Ca2+ ]
CaCI2 = 1,0 . 10-3 M
[Ca2+ ] Caso4 = S CASO4
[SO42-] = S CASO4
Kps (Caso)= (1,0 . 10-3+ S CaSON)
· S CaSO4
= 2,35 · 10-5
ps (CaSO4)
S Caso 2+ 1,0 . 10-3 s Caso. - 2,35 . 10-5 =0
Risolvendo l'equazione di II grado:
Caso = 4,37 . 10-3 mol/l

Calcolo in 0,500 dm3

In 0,500 dm3:
n Caso = 4,37 . 10-3 mol/1 . 0,500 1 = 2,18 · 10-3 mol
massa Caso = 2,18 · 10-3 mol · 136,68 g/mol = 0,298 g

ESERCIZIO 8

Calcolare la massima concentrazione dello ione Fe3+ che
Può stare in soluzione a pH 4,4.
Kps Fe(OH)3
= 1,1 . 10-36 mol4/14
Fe(OH)3 Fe3+ + 30H"
K.
ps Fe(OH)3
= [Fe3+] . [OH ]3
pH = 4,4 => pOH = 14 -4.4 = 9,6
[OH ] = 10 -9,6 = 2,51 . 10-10 mol/l
1,1 . 10-36 = [Fe3+] . (2,51 . 10-10 )3
[Fe3+] =
1,1 . 10-36
= 6,96 · 10-8 mol/l
(2,51 · 10-10 )3

ESERCIZIO 9

Calcolare il massimo valore di pH di una soluzione 0,14M di
FeSO4 a cui non si ha ancora precipitazione di Fe(OH)2.
La solubilità dell'idrossido di ferro è 1,43 · 10-3 g dm-3
Fe(OH)2
Fe2+ + 20H"
K
`ps Fe(OH)2
= [Fe2+] . [OH"]2 = 4 . (S Fe(OH))
3
S Fe(OH)2
= 1,43 . 10-3 g dm-3
P.M.
Fe(OH)) = 89,85 g/mol
S
Fe(OH)2
= 1,43 . 10-3 g dm-3 = 1,59 . 10-5 mol/l
89,85 g/mol
>> K.
ps Fe(OH)2
= 4 . (1,59 . 10-5)3 = 1,61 . 10-14 mol3/13
1,61 . 10-14 = [Fe2+] . [OH ]2 = 0,14 . [OH ]2
=> [OH ]=
1,61 . 10-14 = 3,39 . 10-7 mol/l
0,14
POH = - log [OH ] = - log 3,39 . 10-7 = 6,47
pH = 14 - pOH = 14 - 6,47 = 7,53

ESERCIZIO 10

Calcolare la solubilità di Mg(OH)2 in una soluzione
tamponata a pH = 8,10, sapendo che la sua solubilità
in acqua pura è 4,9 . 10-3 g dm-3.
Mg(OH)2 ~ Mg2+ + 20H
Kps = [Mg2+] . [OH"]2 = 4 . (s Mg(OH))
)3
P.M.
Mg(OH)2
H)2 = 58,31 g/mol
S Mg(OH)2
= 4,9 . 10-3 g dm-3 = 8,4 . 10-5 mol dm-3
58,31 g/mol
Kps = 4 . (S Mg(OH)) )3 = 4 . (8,4 . 10-5 )3 = 2,37 . 10-12
mol3/l 3
pH = 8,10 => pOH = 14 - 8,1 = 5,9
[OH" ] = 10 -5,9 = 1,26 . 10-6 mol/l
[OH] totale = [OH]PH 8,10 + 25 Mg(OH)2
[Mg2+] = S Mg(OH)2
Kps = (1,26 . 10-6)2 . S Mg(OH)2
= 2,37 · 10-12
S Mg(OH)2
= 2,37 . 10-12 = 1,49 mol dm-3
(1,26 . 10-6)2

ESERCIZIO 11

Calcolare la solubilità dell'idrossido di magnesio in una
Soluzione 1,0 · 10-3 M di NaOH.
K
ps Mg(OH)2
= 1,8 . 10-11 mol3/13
Mg(OH)2 2
Mg2+ + 20H"
Kps = [Mg2+] . [OH~]2
[OH ]totale = [OH"]
NaOH
+ [OH ]
Mg(OH)2
[OH"]
NaOH = 1,0 . 10-3 M
[OH"]
Mg(OH)2
H)} = 2S Mg(OH)2
(trascurabile)
[OH" ]totale = 1,0 . 10-3 M
[Mg2+] = S Mg(OH)2
Kns = (1,0 . 10-3 )2 . 5 Mg(OH)2
,= 1,8 · 10-11
=
1,8 . 10-11 = 1,8 . 10-5 mol/l
S
Mg(OH)2
(1,0 . 10-3 )2