Gli idrossidi di molti metalli, ad eccezione degli idrossidi dei metalli alcalini, di calcio, stronzio e bario sono poco solubili e vengono precipitati dalle soluzioni dei corrispondenti cationi in ambiente basico.
Ad esempio:
Fe3+ (aq) + 3 OH– (aq) → Fe(OH)3 (s)
Tuttavia, per trattamento con acidi, gli idrossidi si ridisciolgono più o meno facilmente, ad es:
Fe(OH)3 (s) + 3 H+ (aq) → Fe3+ (aq) + 3 H2O (l)
Gli ioni H+ attraggono gli ioni OH– abbastanza fortemente per formare H2O liberando lo ione Fe3+ che passa in soluzione.
Gli idrossidi di alcuni metalli, inoltre, si ridisciolgono non solo in ambiente acido, ma anche in un eccesso di alcali legando a sé ioni OH– con relativa formazione di composti solubili detti idrossimetallati in cui è presente un anione complesso. Ad esempio l’idrossido di alluminio Al(OH)3 si scioglie non solo negli acidi secondo la reazione:
Al(OH)3 (s) + 3 H+ (aq) → Al3+ (aq) + 3 H2O (l)
Ma anche in eccesso di ioni OH– con formazione del tetraidrossialluminato:
Al(OH)3 (s) + OH– (aq) → Al(OH)4– (aq)
Sostanze di questo tipo vengono dette anfotere.
Tra gli idrossidi anfoteri più comuni ricordiamo gli idrossidi di Al3+, Cr3+, Zn2+, Ag+, Pb2+.
Variazione del pH
Per determinare la variazione di solubilità in funzione del pH consideriamo una soluzione acida, contenente un sale di formula generica MX dissociato in ioni M+ e X–. Aggiungendo un idrossido, ad esempio idrossido di sodio il pH aumenta finché non raggiunge il prodotto di solubilità dell’idrossido MOH:
Kps = [M+][OH–]
Da cui [M+] = Kps/ [OH–] (1)
Quando il Kps viene raggiunto MOH inizia a precipitare. Tenendo presente che il prodotto ionico dell’acqua Kw = [H+][OH–] e conseguentemente
[OH–]= [H+]/ Kw (2)
sostituendo nella (1) ad [OH–] il suo valore ricavato dalla (2) si ha:
[M+] = Kps [H+]/ Kw
Questa relazione ci consente di determinare [M+], ovvero la solubilità dell’idrossido in funzione della concentrazione dello ione H+ e quindi del pH.
Se l’idrossido MOH è anfotero, in soluzione basica si ha l’equilibrio:
MOH (s) + OH– (aq) ⇌ M(OH)2– (aq)
Il valore di [M(OH)2– ] è ricavabile tenendo presente che l’equilibrio:
M(OH)2– (aq) + H+ (aq) ⇌ MOH (s) + H2O (l)
È caratterizzato da una costante pari a
K = [M(OH)2– ][ H+ ] che è determinabile sperimentalmente ed è in molti casi conosciuta. Si ha:
[M(OH)2– ] = K / [H+]
Trascurando la concentrazione di MOH disciolto la solubilità dell’idrossido è data dall’espressione:
s = [M+] + [M(OH)2–]
ovvero s = Kps [H+]/ Kw + K / [H+]
tale espressione è valida per la soluzione satura. Per elevati valori di [H+] il termine K/[H+] diventa trascurabile rispetto a Kps [H+]/ Kw mentre in ambiente basico accade il contrario.
Diagramma
Se si riporta in un diagramma il valore di s in funzione del pH si ottiene una curva formata da due parti. Tenendo presente che
[H+] = 10-pH
si ha che la prima parte della curva varia secondo l’espressione Kps x 10-pH / Kw e la seconda parte della curva varia secondo l’espressione K/10-pH ovvero K/10pH. In figura
vengono riportate le solubilità degli idrossidi di alcuni cationi in funzione del pH. Il ramo di sinistra rappresenta la diminuzione di solubilità dell’idrossido all’aumentare del pH partendo la una soluzione acida, mentre il ramo di curva a destra rappresenta la ridissoluzione dell’idrossido precipitato all’aumentare del pH a causa del suo anfoterismo
