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Dissoluzione di precipitati- chimicamo

Dissoluzione di precipitati

  |   Chimica, Chimica Analitica

La dissoluzione dei precipitati può avvenire diminuendo la concentrazione di una delle specie ioniche in base al Principio di Le Chatelier.

La diluizione porta ad un aumento della solubilità ma in misura apprezzabile e marcata infatti un elettrolita è forte a diluizione infinita.

Si può agire sulla temperatura o sulla pressione ma non sempre la solubilità aumenta in modo considerevole.

Si deve quindi agire utilizzando altre strategie aggiungendo sostanze che provocano lo sviluppo di gas, di composto di coordinazione, che diano luogo alla formazione di un altro precipitato o che diano luogo ad una reazione di ossidoriduzione.

Esempi di dissoluzione di precipitati

Si consideri, ad esempio il carbonato di calcio che è soggetto all’equilibrio eterogeneo:

CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq)

Questo equilibrio può essere spostato a destra aumentando la solubilità del sale diminuendo la concentrazione o dello ione calcio o dello ione carbonato. L’aggiunta di HCl dà luogo alla reazione:

CO32-(aq)+ 2 H+(aq) → H2O(l) + CO2(g)

Tale reazione che porta alla formazione di biossido di carbonio è irreversibile e sottrae ioni carbonato all’equilibrio pertanto la solubilità aumenta e, in caso di utilizzo di largo eccesso di HCl il carbonato di calcio si solubilizza.

Formazione di complessi

In altri casi si può sfruttare la complessazione di uno degli ioni; ad esempio nel caso del bromuro di argento che è soggetto all’equilibrio eterogeneo:

AgBr(s)  ⇌ Ag+(aq) + Br (aq)

L’aggiunta di NH3 o di CN porta alla solubilizzazione del precipitato stante la formazione di [Ag(NH3)2+] e di [Ag(CN)2] che sono solubili.

L’aumento di solubilità di un sale poco solubile può essere quantificato conoscendo il prodotto di solubilità e la costante di formazione del complesso.

Nel caso di AgBr il prodotto di solubilità vale 5.0 ∙ 10-13 e la costante di formazione relativa alla formazione del complesso che avviene secondo l’equilibrio:

Ag+(aq) + 2 NH3(aq) ⇌ Ag(NH3)22+(aq)

vale 1.6 ∙ 107.

Le espressioni delle due costanti sono:

Kps = [Ag+][Br]

Kform = [Ag(NH3)22+]/[Ag+][NH3]2

Sommando i due equilibri si ha:

AgBr(s) + 2 NH3(aq) ⇌ Ag(NH3)22+(aq) + Br(aq)

L’espressione della costante Kc relativa a quest’ultimo equilibrio è:

Kc = [Ag(NH3)22+ ][ Br]/[NH3]2

Il valore di Kc è dato da: Kc = Kps ∙ Kform = 5.0 ∙ 10-13  ∙ 1.6 ∙ 107 = 8.0 ∙ 10-6

Esercizio

Supponendo di aggiungere 1.0 L di NH3 1.0 M al bromuro di argento possiamo quindi calcolare la sua solubilità costruendo una I.C.E. chart:

AgBr(s) 2 NH3 Ag(NH3)22+ Br
Stato iniziale 1.0 // //
Variazione -2x +x +x
Equilibrio 1.0-2x x x

Sostituendo questi valori nell’espressione di Kc si ha:

8.0 ∙ 10-6 = (x)(x)/(1.0-2x)2

Estraendo la radice da ambo i membri:

0.0028 = x/1.0-2x

0.0028 – 0.0056 x = x

Da cui x = 2.8 ∙ 10-3  che rappresenta la solubilità molare di AgBr in 1.0 L di NH3 1.0 M.

Si può confrontare questo valore con quello relativo alla solubilità di AgBr in acqua che è dato da:

x = √Kps = √5.0 ∙ 10-13  = 7.1 ∙ 10-7 M

La solubilità del bromuro di argento aumenta di 2.8 ∙ 10-3  /7.1 ∙ 10-7 ⁓ 4000 volte.

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