Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità kps

Equilibri di solubilità e prodotto di solubilità k_ps

I sali sono elettroliti forti ed in soluzione acquosa sono quindi completamente dissociati. Ma non tutti i sali sono egualmente solubili in acqua. Esistono sali molto solubili e sali poco solubili.

Si definisce Solubilità (S) di una sostanza chimica, il numero di moli di tale sostanza disciolte in un litro di soluzione satura (Solubilità = molarità soluzione satura).

Le sostanze chimiche possono essere classificate in base alla loro solubilità in

• Insolubili con solubilità inferiore a 10^-3 M
• Debolmente solubili con solubilità compresa tra 10^-3 e 10^-1 M
• Solubili con solubilità superiore a 10^-1 M

Qui tratteremo dei sali debolmente solubili ed insolubili, poiché quelli solubili sono in grado di produrre delle soluzioni talmente concentrate che il loro comportamento si discosta eccessivamente dall'idealità cui si applicano le leggi degli equilibri chimici.

Supponiamo di porre in acqua un sale poco solubile, per esempio BaSO₄. Una piccola parte del sale passa in soluzione e si stabilisce il seguente equilibrio

BaSO_4(s)   

tra il corpo di fondo indissociato che non si è disciolto ed è quindi allo stato solido, e la soluzione satura dei suoi ioni.

In questo caso particolare si trova che all'equilibrio, alla temperatura di 25°C, le concentrazioni degli ioni in soluzione sono

[Ba²⁺] = [SO₄^2-]  = 1,04^. 10^-5 mol/L

Tenendo presente che ogni mole di solfato di bario che si scioglie, si dissocia in uno ione bario e in un anione solfato, la solubilità del solfato di bario sarà quindi S = 1,04^. 10^-5 mol/L.

In molti casi risulta più conveniente esprimere la solubilità in grammi di sale disciolto in un litro di soluzione satura. E' evidente che per ottenere tale valore è sufficiente moltiplicare la molarità per il peso molare del sale.

Ad esempio, sapendo che il peso molare del solfato di bario è 233 g/mol, la sua solubilità espressa in g/L vale

S = 1,04^. 10^-5 mol/L ^. 233 g/mol = 2,42^.10^-3 g/L

Tra il corpo di fondo indissociato e gli ioni presenti nella soluzione satura esiste un equilibrio dinamico. All'equilibrio infatti per ogni molecola di sale che passa in soluzione e si dissocia, una molecola di sale si forma per unione degli ioni in soluzione e si deposita sul fondo.

Anche per tale equilibrio è naturalmente possibile scrivere la relativa equazione

Trattandosi però di un equilibrio eterogeneo in cui la concentrazione del solido indissoluto è costante, esso viene espresso inglobando la concentrazione del solido nella costante di equilibrio

La nuova costante prende il nome di prodotto di solubilità o k_ps.

Naturalmente il prodotto di solubilità è una costante solo a temperatura costante e descrive solo soluzioni sature. In una soluzione non satura il prodotto delle concentrazioni ioniche è inferiore al prodotto di solubilità.

E' infine evidente che tanto minore è il valore del prodotto di solubilità tanto meno solubile è il sale e viceversa. Esiste infatti una precisa relazione tra solubilità e prodotto di solubilità. Tale relazione non è però identica per tutti i sali, ma dipende dalla stechiometria del sale (in altre parole dal numero di ioni dissociabili).

Ad esempio

per sali del tipo AB che si dissociano in due soli ioni vale la seguente relazione

k_ps = S²

per sali del tipo A₂B o AB₂ che si dissociano in tre ioni vale

k_ps = 4S³

Ciò significa che se vogliamo confrontare le solubilità di due sali analizzando le rispettive k_ps possiamo farlo solo nel caso in cui i due sali possiedano la stessa stechiometria.

Ad esempio possiamo affermare che FeS (k_ps =3,7^.10^-19) è meno solubile di AgBr (k_ps = 5^.10^-13) poiché entrambi i sali si dissociano in due ioni.

Ma se vogliamo confrontare le solubilità di SrF₂ (k_ps = 2,8^.10^-9) e di SrSO₄ (k_ps = 3,8^.10^-7) non possiamo semplicemente basarci sui valori dei rispettivi k_ps, ma dobbiamo calcolarci le solubilità

Se indichiamo con x il numero di moli di SrF₂ che si sciolgono e si dissociano in x moli di ioni Sr²⁺ e 2x moli di ioni F^-, ed osserviamo che x rappresenta anche la solubilità del sale, possiamo scrivere

e quindi

Se ora indichiamo con y il numero di mol/L di SrSO₄ che si sciolgono (e quindi y = S) e si dissociano in y ioni Sr²⁺ e y ioni SO₄^2-, possiamo scrivere

e quindi

Contrariamente a quanto poteva sembrare confrontando le k_ps, SrF₂ è più solubile di SrSO₄.

La conoscenza di k_ps ci permette di prevedere le condizioni in cui si forma un precipitato. E' sufficiente  infatti che la concentrazione di uno degli ioni in soluzione sia tale per cui venga superato il valore di k_ps perché parte del sale precipiti.