Come Determinare la Solubilità

In questo Articolo:Usare Regole VelociCalcolare la Solubilità da Ksp9 Riferimenti

La solubilità è un concetto che si utilizza in chimica per esprimere la capacità di un composto solido di sciogliersi completamente in un liquido senza lasciare particelle non disciolte. Solo i composti ionici sono solubili. Per risolvere questioni pratiche, è sufficiente imparare a memoria alcune regole o far riferimento a una tabella dei composti solubili, per sapere se la maggior parte del composto ionico resta solida oppure se ne scioglie una quantità considerevole una volta immerso in acqua. In realtà, alcune molecole si sciolgono anche se non riesci a vedere alcun cambiamento, per cui sono necessari esperimenti precisi per imparare a calcolare queste quantità.

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Usare Regole Veloci

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    Studia i composti ionici. Ogni atomo possiede un certo numero di elettroni, ma a volte ne acquisisce uno in più oppure lo perde; il risultato è uno ione che è dotato di carica elettrica. Quando uno ione negativo (un atomo con un elettrone in più) incontra uno ione positivo (che ha perso un elettrone) si forma un legame, proprio come accade per i poli negativi e positivi delle calamite; il risultato è un composto ionico.
    • Gli ioni con carica negativa sono detti anioni, quelli con carica positiva cationi.
    • Normalmente, il numero degli elettroni è pari a quello dei protoni neutralizzando la carica dell'atomo.
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    Comprendi il concetto di solubilità. Le molecole di acqua (H2O) hanno una struttura insolita che le rende simili a dei magneti: hanno un'estremità con carica positiva e un'altra con carica negativa. Quando un composto ionico viene lasciato cadere in acqua, viene circondato da queste "calamite" liquide che cercano di separare il catione dall'anione.[1]
    • Alcuni composti ionici non hanno un legame molto forte, sono quindi solubili, dato che l'acqua può dividerli e scioglierli; altri invece sono più "resistenti" e insolubili, perché restano uniti nonostante l'azione delle molecole d'acqua.
    • Alcuni composti hanno dei legami interni con la stessa forza del potere di attrazione delle molecole e sono detti leggermente solubili, poiché una parte significativa si scioglie in acqua, mentre il resto rimane compatto.
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    Studia le regole della solubilità. Dato che le interazioni fra gli atomi sono piuttosto complesse, comprendere quali sostanze sono solubili e quali insolubili non sempre è un processo intuitivo. Osserva il primo ione dei composti descritti in seguito per trovare il suo normale comportamento; successivamente, controlla le eccezioni per assicurarti che non interagisca in maniera particolare.
    • Per esempio, per sapere se il cloruro di stronzio (SrCl2) è solubile, controlla il comportamento di Sr o di Cl nei passaggi in grassetto elencati di seguito. Cl è "in genere solubile", devi quindi verificare se ci sono eccezioni; Sr non è presente nella lista delle eccezioni, puoi pertanto affermare che il composto è solubile.
    • Le eccezioni più comuni a ciascuna regola sono scritte sotto la stessa; ne esistono altre, ma si incontrano raramente durante un corso di chimica o nelle esperienze di laboratorio.
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    Comprendi che i composti sono solubili se contengono metalli alcalini. I metalli alcalini includono Li+, Na+, K+, Rb+ e Cs+. Questi sono chiamati elementi del Gruppo IA: litio, sodio, potassio, rubidio e cesio; quasi tutti i composti ionici che li contengono sono solubili.
    • Eccezioni: Li3PO4 è insolubile.
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    I composti di NO3-, C2H3O2-, NO2-, ClO3- e ClO4- sono solubili. Rispettivamente, sono gli ioni: nitrato, acetato, nitrito, clorato e perclorato; ricorda che l'acetato viene spesso abbreviato con OAc.[2]
    • Eccezioni: Ag(OAc) (acetato d'argento) e Hg(OAc)2 (acetato di mercurio) sono insolubili.
    • AgNO2- e KClO4- sono solo "leggermente solubili".
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    I composti di Cl-, Br- e I- sono normalmente solubili. Gli ioni cloruro, bromuro e ioduro formano quasi sempre composti solubili detti alogenuri.
    • Eccezioni: se uno qualsiasi di questi ioni si lega allo ione argento Ag+, mercurio Hg22+ o piombo Pb2+, il composto risultante è insolubile; lo stesso vale per quelli meno comuni formati dallo ione rame Cu+ e dal tallio Tl+.
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    I composti che contengono So42- sono in genere solubili. Lo ione solfato forma solitamente dei composti solubili, ma ci sono diverse particolarità.
    • Eccezioni: lo ione solfato crea composti insolubili con gli ioni: stronzio Sr2+, bario Ba2+, piombo Pb2+, argento Ag+, calcio Ca2+, radio Ra2+ e argento biatomico Hg22+. Ricorda che il solfato d'argento e quello di calcio si sciolgono quanto basta perché le persone li ritengano leggermente solubili.
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    I composti che contengono OH- o S2- sono insolubili. Si tratta, rispettivamente, dello ione idrossido e solfuro.
    • Eccezioni: ricordi i metalli alcalini (del gruppo IA) e il modo in cui formano dei composti solubili? Li+, Na+, K+, Rb+ e Cs+ sono tutti ioni che formano composti solubili con quello idrossido e solfuro. Questi ultimi si legano inoltre agli ioni alcalini terrosi (gruppo IIA) per ottenere dei sali solubili: calcio Ca2+, stronzio Sr2+ e bario Ba2+. I composti risultanti dal legame fra lo ione idrossido e i metalli alcalino terrosi hanno abbastanza molecole per restare compatti al punto che vengono a volte considerati "leggermente solubili".
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    I composti che contengono CO32- o PO43- sono insolubili. Un ultimo controllo agli ioni carbonato e fosfato dovrebbe permetterti di capire cosa aspettarti dal composto.
    • Eccezioni: questi ioni formano composti solubili con i metalli alcalini (Li+, Na+, K+, Rb+ e Cs+), oltre che con lo ione ammonio NH4+.

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Calcolare la Solubilità da Ksp

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    Cerca la costante di solubilità Ksp. Si tratta di un valore diverso per ciascun composto, devi quindi consultare una tabella presente sul libro di testo oppure online. Dato che si tratta di numeri determinati per via sperimentale, possono cambiare parecchio in base alla tabella che decidi di utilizzare; fai pertanto riferimento a quella che trovi nel libro di chimica, se presente. A meno che non sia espressamente indicato, la maggior parte delle tabelle considera che tu stia lavorando a 25 °C.
    • Per esempio, se stai dissolvendo dello ioduro di piombo PbI2, annota la sua costante di solubilità; se la tabella di riferimento è questa, usa il valore 7,1×10–9.
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    Scrivi l'equazione chimica. Per prima cosa, determina come il composto si separa in ioni quando si scioglie e scrivi poi l'equazione con il valore di Ksp su un lato e gli ioni costituenti sull'altro.
    • Per esempio, le molecole di PbI2 si separano negli ioni Pb2+, I- e I--. Devi conoscere o cercare solo la carica di uno ione, dato che sai che quella complessiva del composto è sempre neutra.
    • Scrivi l'equazione 7,1×10–9 = [Pb2+][I-]2.
    • L'equazione è la costante di solubilità del prodotto, che può essere trovata per i 2 ioni da una tabella della solubità. Essendoci 2 ioni negativi I-, tale valore viene elevato alla seconda potenza.
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    Modificala per usare le variabili. Riscrivila come se fosse un semplice problema di algebra, utilizzando i valori che conosci delle molecole e degli ioni. Imposta come incognita (x) la quantità di composto che si scioglie e riscrivi le variabili che rappresentano ogni ione in termini di x.
    • Nell'esempio considerato devi riscrivere: 7,1×10–9 = [Pb2+][I-]2.
    • Dato che c'è un atomo di piombo (Pb) nel composto, il numero di molecole disciolte è pari al numero degli ioni liberi del piombo; di conseguenza: [Pb2+] = x.
    • Considerato che ci sono due ioni di iodio (I) per ogni ione di piombo, puoi stabilire che la quantità di ioni iodio è pari a 2x.
    • L'equazione diventa quindi: 7,1×10–9 = (x)(2x)2.
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    Tieni in considerazione gli ioni comuni, se presenti. Se stai sciogliendo il composto in acqua pura, puoi ignorare questo passaggio; se è stato invece sciolto in una soluzione che contiene uno o più ioni costituenti ("ioni comuni"), la solubilità diminuisce in maniera significativa.[3] L'effetto dello ione comune è più evidente nei composti che sono perlopiù insolubili e in questo caso puoi considerare che la stragrande maggioranza degli ioni in equilibrio proviene da quello già presente nella soluzione. Riscrivi l'equazione per includere la concentrazione molare (moli per litro o M) degli ioni che si trovano già nella soluzione e sostituendo il valore di x che hai usato per quello ione specifico.[4]
    • Ad esempio, se il composto di ioduro di piombo è stato sciolto in una soluzione con 0,2 M, dovresti riscrivere l'equazione come: 7,1×10–9 = (0,2M+x)(2x)2. Dato che 0,2 M è una concentrazione ben maggiore di x, puoi tranquillamente riscrivere l'equazione in questo modo: 7,1×10–9 = (0,2M)(2x)2.
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    Esegui i calcoli. Risolvi l'equazione per x e conosci quanto è solubile il composto. Considerato il metodo con cui viene stabilita la costante di solubilità, la soluzione è espressa in moli di composto disciolto per litro di acqua. Per questo calcolo potrebbe essere necessario usare una calcolatrice.
    • I calcoli descritti di seguito considerano la solubilità in acqua pura senza alcun ione comune:
    • 7,1×10–9 = (x)(2x)2;
    • 7,1×10–9 = (x)(4x2);
    • 7,1×10–9 = 4x3;
    • (7,1×10–9) ÷ 4 = x3;
    • x = ∛((7,1×10–9) ÷ 4);
    • x = si scioglieranno 1,2 x 10-3 moli per litro. Si tratta di una quantità molto piccola, puoi quindi affermare che il composto è essenzialmente insolubile.

Consigli

  • Se hai dei dati sperimentali in merito alle quantità di composto disciolto, puoi usare la stessa equazione per trovare la costante di solubilità Ksp.[5]

Avvertenze

  • Non esiste una definizione universalmente accettata per questi termini, ma i chimici concordano sulla maggior parte dei composti. Alcuni casi limite in cui rimane una quantità considerevole di molecole dissolte e non dissolte vengono descritti in maniera differente dalle varie tabelle di solubilità.
  • Alcuni vecchi libri di testo elencano NH4OH fra i composti solubili. Si tratta di un errore: si possono rilevare piccole quantità di NH4+ e di ioni OH-, ma non possono essere isolate per formare un composto.[6]

Cose che ti Serviranno

  • Tavola delle costanti di solubilità dei composti (Ksp)

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Categorie: Chimica

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