Solubilità dei sali Prodotto di solubilità

Presentazione sul tema: "Solubilità dei sali Prodotto di solubilità"— Transcript della presentazione:

1 Solubilità dei sali Prodotto di solubilità

2 Aggiunta di una soluzione di NaCl ad una di AgNO3: formazione di un precipitato -AgCl-

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4 Si tratta di un equilibrio eterogeneo
Solubilità Stabilite le condizioni di equilibrio di una soluzione satura (equilibrio dinamico tra sale indisciolto e sale in soluzione) la concentrazione del sale, che è la massima a quella temperatura, è definita solubilità del sale Si tratta di un equilibrio eterogeneo Per definizione la solubilità è la concentrazione di una soluzione satura. Massima quantità di soluto che si può sciogliere in 100 g di un dato solvente ad una data temperatura.

5 Prodotto di solubilità (Kps)
Nelle condizioni di equilibrio della soluzione del sale poco solubile, l’equazione di dissoluzione è: MmXn(solido)  mMu+ + nXv- La costante relativa a questo equilibrio è indicata con Kps ed è data da: Kps = [Mu+]m [Xv-]n La costante è indipendente dalla quantità della fase solida purché essa sia presente

6 Esempi di calcolo Sapendo che Kps del Fe(OH)2 è 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità espressa in g dm-3

7 Kps = [Fe2+] [ OH-]2 = x(2x)2 = 1.6 x 10-14
Sapendo che Kps del Fe(OH)2 è 1.6 x 10-14, calcolarne la solubilità espressa in g dm-3 Kps = [Fe2+] [OH-]2 Se x è la concentrazione degli ioni Fe2+ in soluzione, quella degli ioni OH- risulterà 2x, quindi posso scrivere: Kps = [Fe2+] [ OH-]2 = x(2x)2 = 1.6 x 10-14 x = 1.6 x 10-5 la solubilità risulterà: 1.6 x 10-5 x = 1.438x10-3 g dm-3

8 Sapendo che la solubilità del CaCO3 è 9
Sapendo che la solubilità del CaCO3 è 9.0 x 10-5 mol/l, determinare il prodotto di solubilità

9 Kps = [Ca2+] [CO32-] = (9.0 10-5)2 = 8.1 10-9
Sapendo che la solubilità del CaCO3 è 9.0 x 10-5 mol/l, determinare il prodotto di solubilità CaCO3  Ca2+ + CO32- Kps = [Ca2+] [CO32-] Dato che da ogni mole di CaCO3 che si dissocia si formano una mole di ioni Ca2+ ed una di ioni CO32- avrò: Kps = [Ca2+] [CO32-] = ( )2 =

10 La Kps di Mg(OH)2 è 1.2 x 10-11. Calcolare il pH di una soluzione satura di Mg (OH)2.

11 La Kps di Mg(OH)2 è 1.2 x 10-11. Calcolare il pH di una soluzione satura di Mg (OH)2.
Mg(OH)2  Mg OH- Kps = [Mg2+] [OH-]2 Per ogni molecola di sale disciolto si formano uno ione Mg2+ e due ioni OH-. Se x è la [OH-] nella soluzione satura di idrossido di magnesio posso scrivere: Kps = (x/2) x2 = x= mol dm-3 e pOH=3.54 pH=10.46

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13 Effetto dello ione a comune
Poiché il valore del Kps dipende solo dalla temperatura, il prodotto di solubilità deve risultare soddisfatto in qualunque soluzione che contenga ioni Mu+ e Xv-, da qualunque composto essi provengano. Dal principio di Le Chatelier si può quindi prevedere che la solubilità di un sale diminuisca in una soluzione contenente uno ione a comune con il sale.

14 Si determini la solubilità di AgCl in una soluzione 0. 10 M in NaCl
Si determini la solubilità di AgCl in una soluzione 0.10 M in NaCl. Kps 2.8 x 10-10

15 Kps = 2.8 x 10-10 = [Ag+][Cl-] = x (x+0.10)
Si determini la solubilità di AgCl in una soluzione 0.10 M in NaCl. La concentrazione totale di Cl- in soluzione sarà data da 0.10 M più quella che deriva dalla solubilizzazione di AgCl. Se x = [Ag+] = [Cl-] derivanti dal sale Kps = 2.8 x = [Ag+][Cl-] = x (x+0.10) 2.8 x  x (0.10) x = [Ag+] = 2.8 x 10-9 In acqua pura la solubilità sarebbe stata [Ag+] = 1.6 x 10-5

16 50 cm3 di una soluzione 0.110M di AgNO3 sono aggiunti a 50 cm3 di una soluzione 0.065M di K2CrO4. Calcolare la concentrazione degli ioni in soluzione sapendo che la Kps di Ag2CrO4 è 1.9 x Gli ioni in soluzione portano alla precipitazione di Ag2CrO4 dato il suo basso valore di Kps, secondo la reazione: 2Ag+ + CrO42-  Ag2CrO4 Le moli totali di Ag+ e CrO42- sono: 0.110 x = mol di Ag+ 0.065 x = mol di CrO42-

17 Kps = (5.0 10-3 +x/2) x2 = 1.9 10-12 x= [Ag+]=2.0 10-5 mol dm-3
Se tutto il cromato di argento precipita ho che tutte le mol di Ag+ ( mol) fanno precipitare /2 mol di CrO42- nel volume totale risultante di 100 cm3. Tuttavia per soddisfare l’equilibrio di solubilità la [Ag+] che rimarrà in soluzione sarà x e la concentrazione di cromato sarà quindi data da: [CrO42- ] = (( – )mol/0.1dm3 )+ x/2 Kps = ( x/2) x2 = Trascurando x/2 rispetto a si ottiene: x= [Ag+]= mol dm-3 quindi [CrO42- ] = mol dm-3 L’approssimazione fatta è corretta

18 Ridiscioglimento di precipitati attraverso variazioni di pH
Se nell’equazione del prodotto di solubilità sono presenti ioni H+, OH- o in generale ioni la cui concentrazione dipende dal pH (come S2-, CH3COO-, …) la solubilità del composto varia col pH e quindi può essere controllata.

19 Calcolare il pH a cui inizia la precipitazione dell’idrossido ferrico, Fe(OH)3 da una soluzione M di sale ferrico. Kps di Fe(OH)3 =

20 Kps = [Fe3+] [OH-]3 = 0.025 [OH-]3
Calcolare il pH a cui inizia la precipitazione dell’idrossido ferrico, Fe(OH)3 da una soluzione M di sale ferrico. Kps di Fe(OH)3 = La soluzione del sale contiene [Fe3+] = M quindi: Kps = [Fe3+] [OH-]3 = [OH-]3 Da cui [OH-] = e pH = 2.54

21 Una soluzione acida contiene 0. 025 M di Fe3+ e di Mg2+
Una soluzione acida contiene M di Fe3+ e di Mg2+. Gradatamente si innalza il pH per aggiunta di una base. Determinare quale idrossido precipita per primo e la sua concentrazione in soluzione quando inizia a precipitare l’altro. Kps Mg(OH)2= Kps Fe(OH)3=

22 Precipita per primo Fe(OH)3
Una soluzione acida contiene M di Fe3+ e di Mg2+. Gradatamente si innalza il pH per aggiunta di una base. Determinare quale idrossido precipita per primo e la sua concentrazione in soluzione quando inizia a precipitare l’altro. Kps Mg(OH)2= Kps Fe(OH)3= Mg(OH)2 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Mg2+] [OH-]2 = x [OH-]2 = [OH-] = cioè al pH = 9.32 Fe(OH)3 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Fe3+] [OH-]3 = x [OH-]3 = [OH-] = cioè al pH = 2.54 Precipita per primo Fe(OH)3

23 Kps = [Fe3+] [OH-]3 = [Fe3+] x (2.1 10-5)3 = 1.1 10-36
Quando inizia a precipitare Mg(OH)2 la [OH-] è pari a quindi a tale concentrazione di idrossido ho che la [Fe3+] è data da: Kps = [Fe3+] [OH-]3 = [Fe3+] x ( )3 = [Fe3+] = / ( )3 = M La [Fe3+] è quindi trascurabile rispetto alla quantità iniziale (0.025 M) cioè al pH di 9.32 tutto Fe(OH)3 è precipitato quantitativamente

24 Una soluzione acida contiene 2 10-7 M di Fe3+ e 0. 025 M di Mg2+
Una soluzione acida contiene M di Fe3+ e M di Mg2+. Gradatamente si innalza il pH per aggiunta di una base. Determinare quale idrossido precipita per primo

25 Una soluzione acida contiene 2 10-7 M di Fe3+ e 0. 025 M di Mg2+
Una soluzione acida contiene M di Fe3+ e M di Mg2+. Gradatamente si innalza il pH per aggiunta di una base. Determinare quale idrossido precipita per primo Mg(OH)2 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Mg2+] [OH-]2 = x [OH-]2 = [OH-] = cioè al pH = 9.32 Fe(OH)3 inizia a precipitare alla [OH-] data da: Kps = [Fe3+] [OH-]3 = x [OH-]3 = [OH-] = cioè al pH = 4.25 Precipita per primo Fe(OH)3 ma la differenza del pH a cui iniziano le due precipitazioni è significativamente ridotta

26 Solfuri di metalli bipositivi
Kps = [M2+] [S2-] [S2-] dipende da H+ perché S2- è una base. H2S + H2O  H3O+ + HS- Ka1 = 1 x 10-7 HS- + H2O  H3O+ + S Ka2 = 1 x 10-13 [S2-] = Ka1 Ka2 [H2S]/[H+]2 = [H2S]/[H+]2 Facendo gorgogliare H2S in acqua si ottiene una soluzione satura in H2S che ha una concentrazione di 0.1 M. Quindi [S2-] = /[H+]2 e la concentrazione di M2+ può essere controllata variando il pH della soluzione.

27 Una soluzione contienente 0
Una soluzione contienente M di Ni2+ e di Co2+ viene saturata con H2S(g). Determinare quale solfuro precipita per primo a quale pH, e se è possibile precipitare selettivamente, controllata, i due solfuri. Kps NiS = , Kps CoS =

28 Kps = [Ni2+] [S2-] = 0.010 x [S2-] = 1.0 10-22
Una soluzione contienente M di Ni2+ e di Co2+ viene saturata con H2S(g). Determinare quale solfuro precipita per primo a quale pH, e se è possibile precipitare selettivamente, controllata, i due solfuri. Kps NiS = , Kps CoS = Essendo Kps(NiS) < Kps(CoS) ed essendo uguali le concentrazioni iniziali degli ioni bipositivi, NiS precipiterà per primo quando la [S2-] è: Kps = [Ni2+] [S2-] = x [S2-] = [S2-] = M

29 K=Ka1xKa2 = 1.1 10-20 = [H+]2 [S2-] / [H2S]
La [S2-] è dipendente dal pH: K=Ka1xKa2 = = [H+]2 [S2-] / [H2S] [S2-] = [H2S]/[H+]2 La soluzione è saturata con H2S abbiamo, quindi, [H2S] = 0.1 M, da cui la [H+] corrispondente alla [S2-] a cui inizia a precipitare NiS risulta: [H+]2 = x 0.1/ = M pH = 0.48

30 Kps = [Co2+] [S2-] = 0.010 x [S2-] = 5.0 10-22 [S2-] = 5.0 10-20 M
Vediamo ora se tutto il Ni2+ precipita come solfuro prima che inizi la precipitazione di CoS: Kps = [Co2+] [S2-] = x [S2-] = [S2-] = M La precipitazione di CoS inizia quando [S2-] = M, a tale concentrazione di solfuro il Ni2+ ancora in soluzione è: Kps = [Ni2+] [S2-] = [Ni2+] x = [Ni2+] = M pari al 20% di quella iniziale quindi è impossibile separare qualitativamente i due ioni per precipitazione selettiva con solfuri

31 Titolazioni per precipitazione (i cloruri secondo Mohr)
Questo metodo serve per determinare la concentrazione degli ioni cloruro in una soluzione attraverso una titolazione con il nitrato d’argento. Quando il nitrato d’argento viene aggiunto alla soluzione contenente cloruri si forma un precipitato bianco di cloruro di argento. Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s) Il punto finale della titolazione si raggiunge quando tutti gli ioni cloruro sono precipitati. A questo punto gli ioni argento in eccesso reagiscono con gli ioni cromato dell’indicatore cromato di potassio e formano un precipitato rosso-bruno di cromato di argento. 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)  Ag2CrO4(s)

32 Titolazioni per precipitazione (i cloruri secondo Mohr)
Il metodo di Mohr può essere utilizzato per determinare la concentrazione degli ioni cloruro nelle acque, nei farmaci…

33 Prima dell’aggiunta del nitrato d’argento la soluzione è di colore giallo per la presenza dell’indicatore cromato di potassio. Il punto finale della titolazione è identificato dalla presenza di un precipitato di colore rosso-bruno

34 Beuta a sinistra: prima del punto finale della titolazione l’aggiunta di ioni Ag+ porta alla formazione di un precipitato di cloruro d’argento. La soluzione diventa torbida. Beuta centrale: al punto finale della titolazione tutti gli ioni cloruro sono precipitati. Il leggero eccesso di Ag+ precipita come cromato d’argento dando un leggero colore rosso-bruno alla soluzione. Beuta a destra: se si continua l’aggiunta di Ag+ oltre il punto finale si osserva un’ulteriore precipitazione di cromato di argento e la soluzione diventa più scura. N.B. La titolazione deve essere bloccata quando si osserva la prima comparsa di colore rosso-bruno.

35 Titolazioni per precipitazione (i cloruri secondo Mohr)
Il metodo di Mohr può essere utilizzato solo in un intervallo di pH compreso tra 6.5 e 9.0; se il pH è inferiore a 6.5, gli ioni cromato reagiscono con gli ioni H+ per formare HCrO4-. Questo causa un rallentamento della precipitazione del cromato di argento e porta ad un errore in eccesso. Se il pH è superiore a 9.0, l’argento precipita come AgOH che è più insolubile del cloruro d’argento, portando di nuovo ad un errore per eccesso.

36 I cloruri nelle acque Numerosi cloruri si trovano in natura come minerali. Oltre al cloruro di sodio NaCl, nell’acqua ne sono presenti molti altri tra cui i cloruri di alluminio (AlCl3), calcio (CaCl2) e potassio (KCl). Lo ione cloruro costituisce lo 0,045% della crosta terrestre, mentre l’acqua di mare contiene 19,4 g Cl/L. Quindi, la presenza di cloruri nell’acqua ha generalmente origine minerale, poiché le acque se ne arricchiscono durante il passaggio attraverso le rocce sedimentarie. Tuttavia i cloruri possono avere anche origine organica e in tal caso hanno elevate concentrazioni e sono indicatori di inquinamento provocato da scarichi civili e industriali o pratiche zootecniche.

37 I cloruri nelle acque Non ci sono studi che dimostrano la tossicità dei cloruri. Tuttavia il DLgs 31/2001 stabilisce la concentrazione massima di cloruri nell’acqua potabile pari a 250 mg/L. Alte concentrazioni di cloruri, anche al di sotto del limite, possano conferire all’acqua un odore sgradevole e un sapore salino, aumentano la conducibilità elettrica delle acque e conseguentemente il residuo fisso.

38 I cloruri nelle acque Il cloro, inoltre, viene utilizzato nel trattamento delle acque a scopo potabile per la loro disinfezione, grazie all’elevata capacità ossidante. Il processo normalmente effettuato dagli enti di gestione è la clorazione, cioè l’aggiunta di ipoclorito di sodio (NaClO) all’acqua; le proprietà di disinfezione dell’ipoclorito si basano sullo sviluppo di acido ipocloridrico e ossigeno. Questi due composti sono in grado di uccidere i microrganismi danneggiandone le membrane protettive. L’efficacia della disinfezione avviene preferibilmente quando il pH è compreso fra 5.5 e 7.5 La concentrazione di ipoclorito di sodio viene determinata come cloro residuo libero e secondo la normativa italiana non può superare il valore di 0,2 milligrammi per litro, parametro monitorato dai gestori.

39 Complessometria

40 Reazioni di complessazione
I complessi sono composti formati dalla reazione di uno ione metallico con dei leganti (agenti complessanti). METALLO: elettrondeficiente (accettore di elettroni, acido di Lewis) LEGANTE: elettronricco (donatore di elettroni, base di Lewis)

41 Leganti Un legante è chiamato monodentato se è in grado di donare solo una singola coppia di elettroni (NH3, H2O…). Un legante è chiamato bidentato se è in grado di donare due coppie di elettroni (etilenediammina, :NH2CH2CH2H2N:) …).

42 Leganti I leganti che possono donare più coppie di elettroni sono chiamati polidentati o chelanti. L’acido etilendiamminotetracetico (EDTA) è un legante esadentato. E’ il chelante più utilizzato Atomi donatori: 4 O, 2 N.

43 COSTANTI DI FORMAZIONE
La tendenza a formare complessi è legata alla costante di equilibrio della reazione tra il metallo e il legante. > la costante di formazione > la stabilità del complesso. Ag+ + NH3 D Ag(NH3)+ Kf1 = [Ag(NH3)+]/[Ag+][NH3] Ag(NH3)+ + NH3 D Ag(NH3)2+ Kf2 = [Ag(NH3)2+]/[Ag(NH3)+][NH3] Kf1 x kf2 = [Ag(NH3)2+]/[Ag+][NH3]2 Reazione totale Ag+ + 2 NH3 D Ag(NH3)2+ Kf = [Ag(NH3)2+]/[Ag+][NH3]2 Kf = kf1 x kf2

44 ESERCIZIO Un metallo divalente regaisce con un legante per formare un complesso 1:1. Calcolare la concentrazione del metallo in una soluzione preparata mischiando uguali volumi di 0.20 M di M2+ e 0.20 M del legante (L). Kf = 1.0x108.

45 ESERCIZIO 1.0x108 = 0.10/x2, x = 3.2x10-5 [M2+] = 3.2x10-5 M
La costante di formazione del complesso è elevata quindi il metallo reagisce quantitativamente con il legante. La concentrazione del metallo e del legante sarà metà di quella data perchè mischiando uguali volumi dimezzerà la concentrazione di entrambi visto che il volume raddoppia [M2+] = 0.10 M, [L] = 0.10 M M2+ + L D ML2+ Kf = ( 0.10 –x )/x2 Assume 0.10>>x since kf is very large 1.0x108 = 0.10/x2, x = 3.2x10-5 [M2+] = 3.2x10-5 M

46 EDTA L’EDTA è reperibile in commercio ed utilizzato nelle
titolazioni come sale bisodico (Na2EDTA, sodio edetato). Forma complessi con tutti i cationi (con eccezione dei metalli alcalini). Il rapporto di complessazione è sempre 1:1. L’elevata stabilità dei complessi è dovuta alla formazione di anelli a 5 termini nel complesso

47 EDTA EDTA è un sale tetraprotico (H4Y) con valori di pKa1 = 2.0, pKa2 = 2.8, pKa3 = 6.2, pKa4 = 10.3. Quando l’EDTA è sciolto in acqua la specie predominante è H2Y2-.

48 REAZIONI DI COMPLESSAZIONE
Equilibrio fortemente dipendente dal pH!!! A pH acidi gli ioni H+ possono dar luogo a specie parzialmente o totalmente protonate aventi diverse capacità leganti. Gli ioni H+ competono con M2+ per legarsi all’EDTA

49 REAZIONI DI COMPLESSAZIONE
Per ogni catione esiste un valore di pH in corrispondenza del quale può essere titolato senza commettere errori significativi dovuti all’instabilità del complesso. Nelle titolazioni complessometriche diviene pertanto critico il controllo del pH (utilizzo di soluzioni tampone)

50 INDICATORI METALLOCROMICI
Sono sostanze chelanti che hanno le seguenti caratteristiche: Avere una propria colorazione 2) Devono essere in grado di chelare il catione da titolare e il complesso deve avere un colore differente dall’indicatore libero 3) Il complesso indicatore-metallo deve essere meno stabile del complesso EDTA-metallo: il rapporto ottimale tra le rispettive Ki deve essere almeno pari a 104

51 INDICATORI METALLOCROMICI
Nero Eriocromo T (NET) forma libera forma complessata

52 DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA
DELLE ACQUE Concentrazione degli ioni Ca2+ e Mg2+ presenti nell’acqua La durezza viene correntemente indicata in gradi francesi. In genere, le acque vengono classificate in base alla loro durezza come segue fino a 4°F: molto dolci da 4°F a 8°F: dolci da 8°F a 12°F: mediamente dure da 12°F a 18°F: discretamente dure da 18°F a 30°F: dure oltre 30°F: molto dure. un grado francese corrisponde a 1 g di carbonato di calcio contenuto in 100 l d’acqua, ossia 0,01 g/l diCaCO3

53 Calcolare la solubilità dell’idrossido di zinco in una soluzione tampone a pH 9.2. Il prodotto di solubilità dell’idrossido di zinco è 1.8·10-14. 2) Quanti grammi di cloruro di ammonio devono essere aggiunti a 40 mL di ammoniaca 0.2 M per ottenere una soluzione a pH = 9? Kb = 1.8·10-5 3) 50 mL di un’acqua minerale vengono titolati con una soluzione 0.01 M di EDTA ottenendo i seguenti dati: pH = 10 indicatore NET 16 mL di EDTA pH = 12 indicatore calcon 6 mL di EDTA Calcolare la concentrazione di calcio e magnesio espressa in mg/L dell’acqua analizzata e la sua durezza espressa in gradi francesi. 4) 20 mL di acqua vengono analizzati per determinare il contenuto di ioni solfato. Si aggiungono ad essi 8 ml di idrossido di bario 2 M. Si forma bario solfato che è un sale molto insolubile che viene filtrato e allontanato. La soluzione rimasta richiede 10 mL di EDTA 0.1 M per la titolazione del bario rimasto in eccesso. Quante moli di solfato erano presenti nell’acqua? 5) Un’acqua potabile ha una durezza in gradi francesi pari a 23. Calcolare quanti mL di EDTA 0.01 M sono necessari per titolare 45 mL di quest’acqua a pH =10 usando il NET come indicatore.