2 Equilibri di solubilità

REGOLE GENERALI DI SOLUBILITA’ DEI SALI

I) Tutti i composti comuni degli ioni dei metalli alcalini sono solubili. (NaCl, LiCl, NaF…)

II) Tutti i nitrati, gli acetati comuni e la maggior parte dei perclorati sono solubili (AgNO3, CH3COONa, NaClO4…)

2+

III) Tutti i bromuri, cloruri, ioduri comuni sono solubili, eccetto quelli di Ag, Pb(II), Rame (I) e Hg2

IV) Tutti i fluoruri sono solubili, eccetto quelli di Pb(II) e degli ioni del gruppo II.

V) Tutti i solfati comuni sono solubili, eccetto quelli di calcio, stronzio, bario e Piombo (II)

VI) Tutti gli idrossidi metallici comuni sono insolubili, eccezion fatta per i metalli alcalini e per gli elementi pesanti

del secondo gruppo, dal calcio in giù.

VII) Tutti i carbonati e i fosfati sono insolubili ad eccezione di quelli del gruppo I e dell’ammonio.

VIII) Tutti i solfuri comuni sono insolubili, ad eccezione di quelli del gruppo I e II e dell’ammonio.

LIMITI DEL KPS (ripresa)

Dissociazione incompleta: spesso si considera che tutto il soluto disciolto in soluzione si dissoci sotto forma di anioni

e cationi separati, ma talvolta non è così, perché esso potrebbe passare in soluzione in particolari forme molecolari,

ad esempio coppie ioniche. In una soluzione satura di fluoruro di magnesio, anche se la maggior parte delle specie

2+ - +

esiste come Mg e F vi saranno sempre tracce di coppie ioniche MgF . la presenza di questa coppia ionica

chiaramente andrà a ridurre la concentrazione degli ioni che effettivamente derivano dalla solubilizzazione del sale,

quindi la quantità di soluto da sciogliere per soddisfare il Kps deve aumentare.

Equilibri simultanei. Alcuni processi di equilibrio possono coinvolgere reazioni tra ioni del soluto e altre specie nella

soluzione. Si potrebbe avere formazione di ioni complessi o reazioni acido- base; abbiamo che gli ioni dei metalli di

transizione sono fondamentalmente acidi di Lewis (elettron-deficienti) e se incontrano una base di Lewis, come

l’ammoniaca, danno vita a ioni complessi. In soluzione abbiamo sempre, quantomeno, l’autoionizzazione dell’acqua,

2+ -

anche se viene spesso ignorata. Per esempio, durante la dissociazione di PbI2 in Pb e 2 I avvengono molti processi

in competizione tra loro:

Ioni complessi e solubilità

Un complesso è un composto generalmente formato da ioni dei metalli di transizione, acidi di Lewis, ai quali si

legano molecole neutre o ioni negativi, detti leganti ed essenzialmente basi di Lewis. L’aggiunta di ammoniaca ad

+

una soluzione satura di AgCl provoca lo scioglimento del corpo di fondo poiché gli ioni Ag già presenti in soluzione

si combinano con l’ammoniaca per dare il complesso, che assieme agli ioni Cl-, forma il composto solubile

Ag(NH3)2Cl, sottraendo ioni dalla soluzione e costringendo il solido in fondo a sciogliersi. Sappiamo che l’argento

+ +



forma con l’ammoniaca il complesso di formula Ag + 2 NH3 [Ag(NH3)2] per il quale si può scrivere l’equilibrio:

Dove la prima K è definita costante di formazione dello ione complesso, e ha solitamente valori molto elevati. La

seconda è invece definita costante di instabilità.

Provando a far precipitare gli alogenuri d’argento in ambiente ammoniacale potrebbe esserci competizione tra la

precipitazione di essi e lo sviluppo del complesso diammino argento. Conosciamo le kps degli AgX: