Effetto dello ione comune

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Effetto dello ione comune

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L’aggiunta di uno ione comune tramite l’aggiunta di un sale molto solubile provoca lo spostamento dell’equilibrio verso sinistra (reagenti solidi) e fa quindi diminuire la solubilità del sale poco solubile dando origine ad un precipitato.

AgCl <–> Ag+ + Cl-     AgCl = sale poco solubile

NaCl –> Na+  + Cl-    NaCl = sale molto solubile   Cl- = ione comune

L’aggiunta di NaCl provoca l’aumento della concentrazione di Cl- (ione comune) che renderà la soluzione più tendente alla saturazione e, quindi, alla formazione del precipitato AgCl (sale poco solubile).

La solubilità è un processo Endotermico (richiede energia dall’ambiente) nella maggior parte dei casi, cioè significa che all’aumentare della temperatura (energia fornita), aumenta la solubilità. L’energia donata dalla temperatura serve infatti a rompere i legami cristallini del sale.

 

Esempio:

La solubilità di AgCl in condizioni standard è 8,9*10-5 g/100mL (6,2*10-6 mol/L). Il prodotto di solubilità (Kps) è quindi uguale al quadrato della solubilità ( [Ag+]=[Cl-] –> Kps = [Ag+]2).

Kps = (6,2*10-6 mol/L)2 = 3,9*10-11

Aggiungengo una soluzione 0,10M di NaCl, la solubilità di AgCl si abbassa.

La concentrazione di Cl- corrisponde alla concentrazione di NaCl aggiunto + la concentrazione di AgCl.

AgCl, però, essendo un sale poco solubile rilascia una concentrazione trascurabile di Cl- (in una somma un dato viene considerato trascurabile quando differisce di più di due ordini di grandezza). Perciò all’equilibrio la concentrazione di Cl- corrisponde alla concentrazione di NaCl aggiunto e la concentrazione di Ag+ corrisponde a x (solubilità incognita).

Condizione

Ag+

Cl-

Iniziale

/

0,10M

Variazione

 + x

+ x

Equilibrio

 x

0,10M + x(trascurabile)

 

Per calcolare la nuova solubilità di AgCl in presenza di uno ione comune, si deve quindi fare:

Kps = [Ag+][Cl-]

 

3,9*10-11 = [Ag+][Cl-]

3,9*10-11 = x * 0,10M

x = = 3,9*10-10 mol/L (nuova solubilità)

 

Come si può osservare la solubilità di AgCl in presenza di uno ione comune (3,9*10-10 mol/L) è decisamente inferiore alla sua solubilità in condizioni normali (6,2*10-6 mol/L).

Ovviamente maggiore è la concentrazione dello ione comune aggiunto, maggiore sarà la diminuzione della solubilità.

 

Esempio 2:

La solubilità di CaF2 è 1,6*10-3 g/100mL (2,05*10-4 mol/L).

CaF2 –> Ca++ + 2F-

Kps = [Ca++]*[F-]2    ([F-] è il doppio di [Ca++], indicando [Ca++] con x, [F-] corrisponderà a 2x)

Kps = x*(2x)2 = 4x3 = 4*(2,05*10-4 mol/L)3 = 3,44*10-11

Aggiungendo una soluzione 0,10M di CaCl2, la sua solubilità diminuisce.

Condizione

Ca++

F-

Iniziale

0,10M

/

Variazione

 + x

+ 2x

Equilibrio

 0,10M + x(trascurabile)

2x

 

Kps = [Ca++]*[F-]2

 

Kps = 0,10 * (2x)2

 

3,44*10-11 = 0,10 * 4x2

 

3,44*10-11 = 0,40x2

x2 = = 8,6*10-11

 

x = = 9,27*10-6 mol/L (nuova solubilità)

 

Aggiungendo invece una soluzione 0,10M di NaF, la sua solubilità diminuisce meno drasticamente perché l’effetto dello ione comune F- è influente la metà dell’effetto dello ione comune Ca++, questa distinzione deriva dal fatto che per ogni mole di Ca++ servono 2 moli di F- per formare CaF2 (precipitato).

Condizione

Ca++

F-

Iniziale

/

0,10M

Variazione

 + x

+ 2x

Equilibrio

x

0,10M + 2x(trascurabile)

 

Kps = [Ca++]*[F-]2

Kps = x * (0,10)2

 

3,44*10-11 = 0,01x

x =  = 3,44*10-9 mol/L (nuova solubilità)

Come si può osservare, la solubilità di CaF2 in seguito all’aggiunta dello ione comune Ca++ è molto più bassa della solubilità di CaF2 in seguito all’aggiunta della stessa quantità di ione F-. Come già spiegato questo dipende dai coefficienti di reazione.

 

 

Fonte: http://natta5m.altervista.org/strumentale/effetto_dello_ione_comune__1_.doc

Sito web da visitare: http://natta5m.altervista.org

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