Prodotto di solubilità

Equilibri di composti ionici poco solubili

Molti composti ionici (alcuni ossidi, idrossidi e sali) hanno ridotta solubilità in acqua, quindi le loro soluzioni sono sempre sature (c’è sempre un corpo di fondo, anche se minimo).

Equazione che caratterizza le soluzioni sature

Composto ↔ Anione + Catione (equilibrio dinamico)

(s) (aq) (aq)

K = [anione][catione] / [composto] (aq) (aq) (s)

Ricordando che [composto] = K_s (costante) → vale per qualsiasi sostanza pura.

Posso quindi integrare la concentrazione della sostanza pura nella costante e ottengo:

K_ps = K_s = [anione][catione] (aq) (aq)

K_ps è il prodotto di solubilità.

Esempio

1 L = 1 kg → 1000 g / 18 g/mol = 55,5 M (cioè 55,5 moli per litro) H₂O. È la concentrazione molare fissa dell’acqua pura.

Il prodotto di solubilità è dato dal prodotto delle concentrazioni dei singoli ioni ognuna elevata a un esponente uguale al coefficiente stechiometrico. Il suo valore varia con la temperatura (perché la solubilità dipende dalla temperatura).

Esempio di calcolo

AgCl ↔ Ag⁺ + Cl^- (s) (aq) (aq)

K_ps = [Ag⁺][Cl^-] = 1,6 x 10^-10 M² (perché M x M = M²)

Mg(OH)₂ ↔ Mg²⁺ + 2OH^- (s) (aq) (aq)

K_ps = [Mg²⁺][2OH^-]² = 1,1 x 10^-11 M³

Dai valori molto piccoli notiamo che questi composti sono poco solubili in acqua.

Solubilità di AgCl

Quanto AgCl si scioglie in una soluzione satura? La concentrazione di [Ag⁺] o quella di [Cl^-] perché il rapporto è 1:1.

K_ps = 1,69 x 10^-10 M², quindi s (solubilità) = √1,69 x 10^-10 = 1,3 x 10^-5 M