La solubilità è la massima quantità di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente formando un miscuglio omogeneo.
I fattori che influenzano la solubilità sono:
1) Temperatura
4) Effetto sale
5) pH
6) Presenza di un idrossido
7) Formazione di un composto di coordinazione
Temperatura
Quando una sostanza solida si scioglie in un liquido avviene la rottura dei legami presenti nel solido con assorbimento di calore e la formazione di legami soluto-solvente con sviluppo di calore.
Se il calore assorbito durante la dissoluzione del sale è minore rispetto a quello sviluppato nella formazione di legami soluto solvente la reazione è esotermica e, secondo il Principio di Le Chatelier, un aumento di temperatura provoca una diminuzione di solubilità del sale. Tale fenomeno è poco comune e sono pochi i sali per i quali un aumento di temperatura porta a una diminuzione di solubilità come, ad esempio, il seleniato di cerio (III) Ce2(SeO4)3 e il solfato di calcio CaSO4.
Se il calore assorbito durante la dissoluzione del sale è maggiore rispetto a quello sviluppato nella formazione di legami soluto solvente la reazione è endotermica e, secondo il Principio di Le Chatelier, un aumento di temperatura provoca un aumento di solubilità del sale cosa che si verifica per la maggior parte dei sali.
Vengono riportati diagrammi in cui vengono mostrate le solubilità dei sali in funzione della temperatura.
Proprietà del solvente
Secondo gli alchimisti medioevali “similia similibus solvuntur” ovvero il simile scioglie il proprio simile: i composti si sciolgono in solventi che mostrano interazioni non di legame dello stesso tipo cioè i composti polari si sciolgono in solventi polari e i composti non polari si sciolgono in solventi non polari. L'acqua è una molecola in cui è presente un momento dipolare e scioglie gran parte dei sali di composti inorganici che a loro volta non si sciolgono in solventi organici.
Le sostanze apolari, di natura idrocarburica, come ad esempio i lipidi sono solubili nei solventi apolari o organici come benzene, benzine , etere, tetracloruro di carbonio, acetone, cloroformio .
In sostanza, si tratta di valutare la possibilità che si stabiliscano tra solvente e soluto interazioni di tipo van der Waals, interazioni tipo legame a idrogeno o interazioni dipolari.
Ioni in comune
L'aggiunta di sostanze che hanno uno ione in comune con un sale poco solubili provocano una diminuzione della solubilità del sale.
Consideriamo, ad esempio, una soluzione satura di AgCl elettrolita per il quale il prodotto di solubilità Kps è pari a 1.8 ∙ 10-10.
Per conoscere la concentrazione dello ione Ag+ presente nella soluzione e quella dello ione Cl– detta s la solubilità del sale all'equilibrio: [Ag+] = [Cl–]= s
Sostituendo nell'espressione del prodotto di solubilità si ha:
Kps = 1.8 ∙ 10-10= [Ag+] [Cl–] = s ∙ s = s2
Da cui la solubilità molare è data da s = √ Kps = 1.3 ∙ 10-5 M
Se si vuole calcolare la solubilità di AgCl in una soluzione 0.10 M di NaCl allora detta s la solubilità del sale all'equilibrio: [Ag+] = s e
[Cl–] = s + 0.10
Sostituendo tali valori nell'espressione del Kps si ha:
Kps = 1.8 ∙ 10-10= (s)(s + 0.10)
Da cui s = 1.8 ∙ 10-9 M notevolmente inferiore a quella precedente.
Effetto sale
L'effetto sale consiste in un aumento della solubilità di un composto poco solubile in presenza di un forte eccesso di un elettrolita che contiene ioni non presenti nel sale e comunque non partecipanti a equilibri chimici con gli ioni derivanti dalla dissociazione del sale.
Ad esempio, l'aggiunta di KNO3 ad una soluzione di AgCl ne aumenta la solubilità. Fra gli ioni presenti nella soluzione di un elettrolita esistono reciproche forze di attrazione di natura elettrostatica per cui la soluzione si comporta in modo diverso rispetto a quello che potrebbe essere previsto in assenza di dette forze con conseguente diminuzione del coefficiente di attività.
A rigore l'attività è uguale alla concentrazione solo se il coefficiente di attività è uguale a 1 stante l'espressione:
a = f∙C
essendo a l'attività, f il coefficiente di attività e C la concentrazione.
Quindi nel caso di AgCl si ha:
Kps = aAg+ x aCl- = fag+ C x fCl- C
Se i coefficienti di attività diminuiscono aumenta la concentrazione degli ioni presenti in soluzione.
pH
La solubilità di un sale derivante da acido debole e base forte come carbonati, ossalati fosfati ecc. dipende dal pH della soluzione. Consideriamo il generico sale MA poco solubile derivante dall'acido debole HA
Consideriamo l'equilibrio di dissoluzione del sale:
MA(s)⇄ M+(aq) + A–(aq)
A- è la base coniugata dell'acido debole HA e reagisce con lo ione H+ presente in soluzione derivante dall'autoprotolisi dell'acqua per dare appunto HA che essendo un acido debole risulta poco dissociato. Se nella soluzione è presente un acido forte la formazione di HA risulta favorita e quindi A– viene sottratto dall'equilibrio di dissoluzione del sale MA e, secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio si sposta a destra e il sale diventa più solubile. In generale quindi la solubilità di sali derivanti da acido debole e base forte aumenta all'aumentare della concentrazione di ioni H+ ovvero al diminuire del pH
Presenza di un idrossido
La solubilità di un idrossido poco solubile è influenzata dal pH: consideriamo, ad esempio, l'idrossido di magnesio per il quale il valore del Kps vale 1.8∙ 10-11 relativo all'equilibrio:
Mg(OH)2(s) ⇄ Mg2+(aq) + 2 OH–(aq)
Se tale idrossido si trova in acqua pura allora, detta s la solubilità dell'elettrolita, all'equilibrio si ha:
[Mg2+] = s e [OH–] = 2s
Sostituendo tali valori nell'espressione del Kps otteniamo:
Kps= 1.8 ∙ 10-11 = [Mg2+][OH–]2 = (s)(2s)2= 4s3
Da cui s = 1.7 ∙ 10-4 M
Calcoliamo la solubilità dell'elettrolita in una soluzione tamponata a pH = 10.0. A tale valore di pH si ha che pOH = 14 – 10.0 = 4.0 e quindi [OH–] = 1.0 x 10-4 M
All'equilibrio si ha: [Mg2+] = s e [OH–] = 2s + 1.0 ∙ 10-4
Sostituendo tali valori nell'espressione del Kps otteniamo:
Kps= 1.8 ∙ 10-11 = (s) (2s + 1.0 ∙ 10-4)2
Da cui s = 1.8 ∙ 10-3 M
Calcoliamo ora la solubilità dell'elettrolita in una soluzione tamponata a pH = 9.0. A tale valore di pH si ha che pOH = 14 – 9.0 = 5.0 e quindi [OH–] = 1.0 x 10-5 M
All'equilibrio si ha: [Mg2+] = s e [OH–] = 2s + 1.0 x 10-5
Sostituendo tali valori nell'espressione del Kps otteniamo:
Kps= 1.8 ∙10-11 = (s) (2s + 1.0 ∙ 10-5)2
Da cui s = 0.18 M quindi al diminuire del pH quindi la solubilità aumenta fino a giungere ad un valore di pH per il quale l'idrossido di magnesio diventa solubile.
Formazione di un composto di coordinazione
Una proprietà caratteristica degli ioni metallici è quella di comportarsi da acidi di Lewis nei confronti dell'acqua o di altre specie elettrondonatrice che agiscono da basi di Lewis. Queste ultime interagiscono con lo ione metallico e, in particolare con gli ioni di metalli di transizione provocando forti variazioni della solubilità. Consideriamo nuovamente la solubilità del cloruro di argento e vediamo cosa succede in presenza di ammoniaca. Il processo può essere visto complessivamente come la somma di due reazioni:
1) equilibrio di dissociazione di AgCl
2) interazione tra Ag+ e NH3
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl–(aq) regolato da Kps = 1.8 ∙ 10-10
Ag+(aq) + 2 NH3(aq) ⇄ Ag(NH3)2+ (aq) regolato da Kf = 1.6 ∙ 107
essendo Kf la costante di formazione.
Sommando membro a membro le due reazioni e semplificando si ha:
AgCl(s) + 2 NH3(aq) ⇄ Ag(NH3)2+ (aq) + Cl–(aq) K = Kps ∙ Kf = 2.88 ∙ 10-3
La presenza di ammoniaca, sposta a destra l'equilibrio di solubilità di AgCl in quanto lo ione Ag+ viene rimosso dall'ammoniaca per formare il complesso diamminoargento.
Abbiamo già verificato che la solubilità molare di AgCl in acqua è 1.3 ∙ 10-5 M, calcoliamo ora la solubilità di AgCl in una soluzione di NH3 0.180 M.
All'equilibrio: [Ag(NH3)2+ ] = [Cl–] = x
[NH3] = 0.180 – 2x
Sostituendo tali valori nell'espressione di K si ha:
K = 2.88 ∙ 10-3 = (x)(x)/ 0.180-2x
Risolvendo l'equazione di secondo grado si ha:
x = solubilità molare di AgCl in una soluzione 0.180 M di NH3 = 8.72 ∙ 10-3 M molto maggiore rispetto a quella in acqua pura. All'aumentare della concentrazione di ammoniaca aumenta ancora tale solubilità
