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Home Chimica

Solubilità di un sale in funzione del pH. Esercizi svolti

di Chimicamo
7 Novembre 2022
in Chimica, Stechiometria
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Solubilità di un sale in funzione del pH. Esercizi svolti- chimicamo

Solubilità di un sale in funzione del pH. Esercizi svolti- chimicamo

La solubilità di  un sale derivante da acidi deboli quali, ad esempio, il carbonato di calcio o l’ossalato di calcio è influenzata dall’acidità della soluzione. Infatti  la solubilità aumenta al diminuire del pH al punto che se esso è sufficientemente basso si può avere completa solubilizzazione.

Questo è un tipico caso di equilibrio simultaneo o equilibrio multiplo nel senso che bisogna tener presente sia il prodotto di solubilità del sale che la costante di dissociazione dell’acido debole da cui il sale deriva.

Consideriamo, a titolo di esempio, un sale derivato da un acido monoprotico come il cianuro di argento.

La concentrazione degli ioni in soluzione è legata al prodotto di solubilità:

Ksp = [Ag+][CN–] = 7.1 ∙ 10-13

In soluzione acida, lo ione CN– , base coniugata dell’acido debole HCN, reagisce con lo ione H3O+ per dare l’acido HCN e la base coniugata di H3O+ ovvero H2O:

CN– + H3O+↔ HCN + H2O e tale equilibrio è tanto più spostato a destra quanto più è acida la soluzione in base al Principio di Le Chatelier.

Di conseguenza altro sale dovrà sciogliersi per ripristinare il valore di Kps del sale.
Si stabiliscono, pertanto due equilibri simultanei:

Ksp = [Ag+][CN–]   (1)

Ka = [H3O+][CN–]/ [HCN]  (2)

Si deve quindi ricavare la solubilità del sale in funzione del pH. Tenendo conto che una parte degli ioni CN– si è trasformata in HCN, la solubilità S del sale verrà espressa da:

S = [Ag+] = [CN–][HCN]  (3)

Ricaviamo [CN–] dalla (1) e di HCN dalla (2):

[CN–] = Ksp/ [Ag+]

[HCN] = [H3O+][CN–]/Ka = [H3O+]Kps/ Ka[Ag+]

E, sostituendo nella (3) , si ha:

[Ag+] = Kps/ [Ag+] + [H3O+]Kps/ Ka[Ag+]

Moltiplicando ambo i membri per [Ag+]  e mettendo in evidenza Kps si ha:

[Ag+]2 = Kps ( 1 + [H3O+]/ Ka)

Da cui S = [Ag+] = √ Kps ( 1 + [H3O+]/ Ka)   (4)

Da tale equazione possiamo dedurre che la solubilità del sale è tanto maggiore quanto maggiore è l’acidità della soluzione e il prodotto di solubilità del sale  e quanto minore è la costante di dissociazione, ovvero quanto più debole è l’acido.

  Entalpia di idrogenazione di idrocarburi insaturi

In modo analogo si procede per determinare la solubilità in funzione del pH per un sale derivato da acido debole diprotico come CaCO3 , BaCrO4 ecc. ; in questo caso gli equilibri simultanei sono i seguenti, prendendo ad esempio CaCO3:

CaCO3  (s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)                       

CO32- + H3O+ ⇄ HCO3– + H2O

HCO3– + H3O+ ⇄ H2CO3 + H2O

La formula risolutiva per determinare la solubilità del sale in funzione del pH è la seguente:

S = [Ca2+] = √ Kps ( [H3O+ ] / Ka2 + [H3O+]2/ Ka1 Ka2  (5)

Esercizi svolti

1)       Calcolare la solubilità di AgCN in acqua pura e in soluzione acida a pH = 4.0 ( Kps = 7.1 ∙ 10-13 ; Ka = 7.2 ∙ 10-10)

In acqua pura: S = √Kps = √7.1 ∙ 10-13 = 8.4 ∙ 10-7 M

In soluzione a pH = 4.0 si ha S = √7.1 ∙ 10-13 ( 1 + 1.0 ∙ 10-4/ 7.2 ∙ 10-10 = 3.1 ∙ 10-4 M

Si noti che la solubilità del sale è aumentata di circa 1000 passando dall’acqua pura a soluzione a pH = 4.0

2)     Calcolare la solubilità dell’ossalato di calcio a pH = 1.0.

Kps = 2.0 ∙ 10-9 ;

Le costanti acide dell’acido ossalico sono: Ka1 = 6.5 ∙ 10-2 ; Ka2 = 5.3 ∙ 10-5

Applicando la (5) si ha:

S = √ 2.0 ∙ 10-9 ( 1 + 1.0 ∙ 10-1/ 5.3 ∙ 10-5 + (1.0 ∙ 10-1)2/ 6.5 ∙ 10-2 ∙ 5.3 ∙ 10-5  = 3.1 ∙ 10-3 M

3)     Calcolare la solubilità del carbonato di calcio in una soluzione a pH = 1.0

Kps = 8.7 ∙ 10-9 ;

Le costanti acid di dissociazione sono: Ka1 = 3.5 ∙ 10-7; Ka2= 5.0 ∙ 10-11

Applicando la (5) si ha:

S = [Ca2+] = √8.7 ∙ 10-9 ( 1 + 1.0 ∙ 10-1/ 5.0 ∙ 10-11 + (1.0 ∙ 10-1)2/ 3.5 ∙ 10-7  ∙ 5.0 ∙ 10-11 = 2.0 ∙ 103 M

Il risultato, troppo elevato per essere significativo, dimostra che a tale valore di pH il sale è completamente disciolto.

Tags: acidi debolibasi coniugatecostante di dissociazioneequilibri simultaneiesercizi svoltipHPrincipio di Le Chatelier

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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