A.A. 2005/2006 Laurea triennale in Chimica Esercitazioni di stechiometria - Corso di Chimica Generale ed inorganica C ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) Equilibrio di solubilità di un sale Aa Bb (s) a Ab+ + b Ba- La costante di equilibrio è detta prodotto di solubilità Kps = [Ab+]a [B a-]b Il Kps è una costante termodinamica e quindi dipende dalla T Solubilità di un sale = concentrazione della soluzione satura (soluzione in equilibrio con il corpo di fondo). Si esprime in mol/l o mg/l - Non è una costante! - Dipende dalla T, dalla presenza di ioni comuni, dal pH (qualora la dissociazione del sale generi specie che si comportano da acidi o basi deboli) A T costante, Kps e solubilità molare (S) sono correlati fra loro: Kps = [aS]a [bS]b - Si definiscono poco solubili i sali caratterizzati da Kps < 10-5 Tipicamente, sono sali poco solubili: - carbonati - solfuri dei metalli pesanti - cloruri di alcuni metalli (Ag+. Hg+, Pb2+, ecc.) - alcuni solfati (Ba 2+, Pb2+,ecc.) - molti fosfati (Ca2+, ecc.) - molti idrossidi (Fe3+, Fe2+, Mg2+, Mn2+, ecc.) - Alcuni esempi di sali solubili: - nitrati - alogenuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi - solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi - solfati dei metalli alcalini - La solubilità degli idrossidi e di tutti i sali che contengono anioni provenienti dalla dissociazione di acidi o basi deboli (es. carbonati, solfuri, sali di ammonio, fosfati, solfati, fosfiti, solfiti, nitriti, ecc.) è influenzata dal pH Es. consideriamo il solfuro di cadmio Equilibrio di solubilità CdS(s) Devo tener conto dell’equilibrio di idrolisi dello ione solfuro: Equilibrio di idrolisi S 2- + H2 O - - Cd 2+ + S2HS - + OH- Se acidifico la soluzione, sottraggo ioni solfuro e sposto l’equilibrio di solubilità verso dest ra: la solubilità aumenta Se basifico la soluzione, sposto l’equilibrio di solubilità verso sinistra : la solubilità diminuisce Un sale precipita quando il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni che lo compongono, elevate ai corrispettivi coefficienti stechiometrici è > Kps 1 ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) ESEMPI 1. Il solfato di Sr solido è sbattuto in una sospensione in acqua di solfato di calcio. calcolare la concentrazione degli ioni Ca 2+, Sr2+, SO4 2- in soluzione. KpsCaSO4 = 7,10 ⋅1 0-5 e KpsSrSO4 = 2,80 ⋅10-7 2. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 100 ml HCl a pH 0,30 con 100 ml di TlNO3 0,020 M Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4 3. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di: Hg 2 Cl2 in acqua e HCl pH 3,0 sapendo che Kps = 1,45⋅1 0-18 4. Alla T di 292 K, Kps SrSO4 =3,8 ⋅10-7 e KpsSrF2 = 2,8 ⋅10-9 . Quale dei due sali è più solubile? 5. Calcolare il pH a cui inizia la precipitazione di Fe(OH)3 da una soluzione 0,025 M di sale ferrico, sapendo che il Kps dell’idrossido ferrico è 2,64 ⋅1 0-39 6. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 500 ml di nitrato di Pb(II) 0,010 M con 500 ml HCl 0,01 M KpsPbCl2 = 1,17 ⋅10-5 7. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di: Bromato d’argento in acqua e in una soluzione di bromato di sodio 1,0 ⋅10-2 M 8. Il cloruro di Pb(II) si scioglie poco in acqua, dando luogo ad una reazione esotermica; indicare l’effetto sulla sua solubilità di: a) un’aggiunta alla soluzione di nitrato di Pb(II) b) una diminuzione del pH della soluzione fino a 2,5 c) il riscaldamento della soluzione satura da 20°C a 60°C 9. Calcolare la solubilità (in mg/l) del fluoruro di magnesio, in acqua e in una soluzione 0,50 M di fluoruro di sodio sapendo che il suo Kps = 7,42×10-11 10. Verificare se si ha formazione di precipitato mescolando: 500 ml di nitrato di Pb(II) 0,10 M con 900 ml HCl 0,50 M KpsPbCl2 = 1,17 ⋅10-5 11. Calcolare la solubilità molare e quella in mg/l di: Idrossido di cromo(III) in acqua e in una soluzione tamponata a pH 4,74 sapendo che Kps = 1,0 ×10-30 12. Calcolare le concentrazioni di ioni presenti in una soluzione satura contemporaneamente in AgCl, TlCl e Hg 2 Cl2 sapendo che i rispettivi Kps sono: Kps AgCl = 1,77×10-10 Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4 KpsHg2Cl2 = 1,45 ⋅10-18 SOLUZIONI 1. In soluzione sono presenti i seguenti equilibri, che hanno uno ione comune (il solfato): SrSO4(s) = Sr2+(aq) + SO4 2-(aq) CaSO4(s) = Ca2+(aq) + SO4 2-(aq) La condizione di equilibrio deve essere soddis fatta contemporaneamente per entrambi. Se definiamo: [Ca 2+] = x e [Sr2+]= y, ne consegue che [SO4 2-] = x+y e quindi 7,10 ⋅10-5 = x(x+y) 2,80 ⋅10-7 = y(x+y) Da questo sistema, dividendo la prima equazione per la seconda, ottengo: x/y = 2,54 ×102 e, per sostituzione, avrò: [Ca 2+] = 8,42 ⋅10-3 [Sr2+] = 3,31 ⋅10-5 [SO4 2-] = 8,45 ⋅1 0-3 Il sale più solubile tra i due è il solfato di calcio: le conc. di calcio in soluzione sono di due ordini di grandezza più elevate che quelle di stronzio 2. TlNO3 + HCl → TlCl↓ + H+ + NO- 3 + [Tl ] = (0,1 l x 0,02 mol/l)/ 0,2 l = 0,010 M Dal pH ricavo che [Cl-]i = [H+]i = 10-0,3 = 0,50 M e quindi, dopo la miscelazione [Cl- ] = [H+] = 0,50 mol/l x 0,1 l/0,2 l = 0,25 M [Tl+ ] x [Cl-] = 2,50 ⋅10-3 > Kps di TlCl, quindi il sale precipita 3. Hg 2 Cl2(s) = Hg2+ 2 (aq) + 2 Cl (aq) -18 In acqua: Kps = 1,45×10 = S (2S)2 = 4S3 da cui S = 7,13×10-7 M P.M. Hg 2 Cl2 = 472,08 g/mol da cui si ricava la solubilità in mg/l: S = 7,13×10-7 mol/l x 472,08 g/mol = 3,36 ×10-4 g/l = 0,336 mg/l In HCl pH 3: [Cl- ] = [H+] = 1,00×10-3 M 2 ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) Kps = 1,45⋅10-18 = S (2S + 1,00⋅10-3 )2 da cui S = 1,45⋅10-12 M E, come sopra: S = 1,45⋅10-12 mol/l x 472,08 g/mol = 6,84 ⋅1 0-10 g/l = 6,84 ⋅10-7 mg/l La solubilità in acqua è più elevata che in presenza di uno ione comune. 4. Per confrontare la solubilità di due sali, se questi hanno la stessa stechiometria (es SrSO4 e CaSO4 , vedi es.1) basta confrontare i rispettivi Kps. Sarà più solubile quello caratterizzato dal Kps maggiore (perchè il suo equilibrio di solubilità sarà più spostato a destra) Se invece la stechiometria dei due sali è diversa, come in questo caso, occorre calcolare la solubilità: SrF2(s) = Sr2+(aq) + 2 F-(aq) SrSO4(s) = Sr2+(aq) + SO42-(aq) Kps SrF2 = 2,8 ⋅10-9 = [Sr2+][F-]2 = S (2S)2 = 4S3 da cui S = 8,9 ⋅1 0-4 M Kps SrSO4 = 3,8 ⋅10-7 = [Sr2+][SO4 2-] = S2 da cui S = 6,2 ⋅1 0-4 M Il fluoruro di Sr è più solubile del solfato, nonostante il Kps di quest’ultimo sia inferiore. In generale, i fluoruri sono sali molto più solubili dei solfati. 5. Fe(OH)3(s) = Fe3+ + 3 OHKpsFe(OH)3= 2,64 ⋅1 0-39 = [Fe3+] x [OH- ]3 = 0,025 x [OH- ]3 Da cui ricavo che [OH-] = 4,73 ⋅10-13 e quindi pH = 1,67 6. Pb(NO3 )2 + 2 HCl → PbCl2 ↓ + 2 H+ + 2 NO- 3 [Pb 2+] = (0,5 l x 0,01 mol/l)/1,0 l = 0,0050 M [Cl-] = [H+] = 0,01 mol/l x 0,5 l/1,0 l = 0,0050 M [Pb 2+] x [Cl-]2 = 1,25 ⋅10-7 < Kps PbCl2 quindi il sale non precipita 7. AgBrO3(s) = Ag +(aq) + BrO3 -(aq) In acqua: Kps = 5,34⋅1 0-5 = S x S = S2 da cui S = 7,31⋅1 0-3 mol/l P.M. AgBrO3 = 235,8 g/mol ⇒ S = 7,31⋅10-3 mol/l x 235,8 g/mol = 1,72 g/l = 1720 mg/l In presenza di bromato: Kps = 5,34⋅10-5 = S (S + 1,0⋅10-2 ) da cui, sviluppando l’equazione, si ricava S = 3,85×10-3 M = 908 mg/l (inferiore rispetto alla solubilità in acqua). In questo caso, si può scegliere di svolgere l’eqz. di II grado oppure si può considerare a priori che S è trascurabile rispetto alla conc. di bromato presente in soluzione e calcolare S dall’eqz. semplificata. Una volta ottenuto il valore di S, si deve verificare che l’ipotesi di partenza sia congrua. Se non lo è (ed è proprio questo il caso), si è obbligati a ricalcolarla tramite l’eqz. di II grado. 8. a) diminuisce per effetto dello ione comune b) nessun effetto. Se invece di acidificare, basificassimo, allora potrebbe precipitare Pb(OH)2 e l’eq. di solubilità del nitrato di piombo si sposterebbe a destra (la solubilità aumenterebbe) c) siccome la reazione di dissoluzione del nitrato di piombo è esotermica, la solubilità del sale diminuisce al crescere di T 9. Fluoruro di Mg = MgF2 Kps = [Mg2+] x [F-]2 = S x (2S)2 = 4S3 (mol/l) In acqua: S = (Kps/4)1/3 = (7,42 x 10-11 /4)1/3 = 2,65 x 10-4 mol/l P.M. MgF2 = 62,31 g/mol S (g/l) = 2,65 x 10-4 mol/l x 62,31 g/mol = 16,5 mg/l In presenza di fluoruro di sodio: Kps = S x (2S + 0,50)2 = 7,42×10-11 S=7,42⋅10-11 /0,25 = 2,968⋅10-10 mol/l S (mg/l) = 18,0 x 10-5 mg/l (3 c.s.) 10. Pb(NO3 )2 + 2 HCl → PbCl2 ↓ + 2 H+ + 2 NO- 3 [Pb 2+] = (0,10 l x 0,10 mol/l)/1,0 l = 0,010 M [Cl-] = [H+] = 0,50 mol/l x 0,900 l/1,0 l = 0,450 M [Pb 2+] x [Cl-]2 = 2,025⋅1 0-3 > Kps PbCl2 quindi il sale precipita 11. Cr(OH)3(s) = Cr3+(aq) + 3 OH-(aq) In acqua: Kps = 1,0⋅10-30 = S x (3S)3 = 27S4 da cui S = 1,3⋅1 0-8 mol/l P.M. Cr(OH)3 = 103 g/mol ⇒ S = 1,3⋅10-8 mol/l x 103 g/mol = 1,43⋅1 0-6 g/l = 1,43⋅⋅1 0-3 mg/l In sol. tamponata: [OH-] = 10(4,74-14) = 5,5x10-10 M Kps = 1,0⋅1 0-30 = S (5,5⋅10-10 )3 da cui S = 6,0⋅10-3 mol/l x 103 g/mol = 619 mg/l superiore rispetto alla soluzione non tamponata, perché in acqua la [OH-] è maggiore. 12. In soluzione sono presenti i seguenti equilibri: TlCl(s) = Tl+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) = Ag +(aq) + Cl-(aq) Hg 2 Cl2(s) = Hg 2 2+(aq) + 2 Cl-(aq) 3 ARGOMENTO 7: Equilibri in soluzione: equilibri di precipitazione, solubilità dei sali (2h) Essendo i Kps dei 3 sali piuttosto diversi, si può pensare che la [Cl- ] in soluzione coincida con quella ricavabile dal sale più solubile (TlCl): Kps TlCl = 1,0 ⋅10-4 = S2 dove S= [Cl-], da cui S= 1,0 ⋅1 0-2 M Questo valore è sufficientemente elevato da rassicurarci sul fatto che l’assunzione fatta è ragionevole. Da questo valore, ricavo le concentrazioni delle altre specie in soluzione: [Tl+ ] = 1,0×10-2 M [Ag+] = 1,77 ⋅10-10 /1,0 ⋅10-2 = 1,77 ⋅10-8 M [Hg 2 2+] = 1,45 ⋅10-18 /[Cl-]2 = 1,45 ×10-18 /1,0 ⋅10-4 = 1,45 ⋅1 0-14 M 4