Effetto dello ione comune

Fattori che influenzano l'equilibrio di precipitazione: effetto dello ione comune

Quando a una soluzione satura di un sale poco solubile si aggiunge una soluzione contenente uno ione comune, in base al principio di Le Chatelier, l'equilibrio di solubilità del sale poco solubile si sposta verso sinistra con formazione e precipitazione del sale stesso.

Se, per esempio, ad una soluzione satura di cloruro di argento:

aggiungiamo una soluzione acquosa di acido cloridrico H⁺Cl⁻, a causa dell'effetto dello ione comune (Cl⁻) e in base al principio di Le Chatelier, l'equilibrio di solubilità di AgCl si sposta verso sinistra, con formazione di AgCl_(s).

La solubilità del sale poco solubile diminuisce ma il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni presenti in soluzione rimane costante (Kps); infatti operando con un eccesso di reattivo precipitante (in questo caso H⁺Cl⁻), si aumenta la concentrazione dello ione Cl⁻ e pertanto deve diminuire quella di Ag⁺: infatti, in situazioni di equilibrio, il prodotto delle concentrazioni di Ag⁺ e Cl⁻ è una costante (a temperatura costante) pari a 1,56 · 10^-10 (mol/l)².

L'effetto dello ione comune viene sfruttato anche nel lavaggio dei precipitati: questo viene spesso eseguito con una soluzione contenente un elettrolita avente uno ione comune con il composto insolubile in esame, proprio per contenere le perdite di solido.

Ad esempio, nella reazione di precipitazione del Ca²⁺ come CaC₂O₄ (ossalato di calcio) il lavaggio viene eseguito con una soluzione diluita di ossalto di ammonio (NH₄)₂C₂O₄; la quantità di CaC₂O₄ solubilizzata durante il lavaggio e quindi "persa" è nettamente inferiore a quella che si avrebbe utilizzando per il lavaggio la stessa quantità di acqua distillata.

Esercizio sull'effetto dello ione comune

Determinare come varia la solubilità del cloruro di argento (AgCl) se ad una sua soluzione satura vengono aggiunte 0,010 mol/L di NaCl. (Si consideri che il volume della soluzione di AgCl rimanga lo stesso anche dopo l'aggiunta di NaCl).

Kps (AgCl) = 1,56 · 10^-10 (mol/l)²

L'equilibrio di solubilità di AgCl è il seguente:

Il prodotto di solubilità di AgCl è dato dalla seguente espressione:

Indicando con s la solubilità del cloruro di argento, si ha che s rappresenta anche la concentrazione degli ioni Ag⁺ e degli ioni Cl⁻ in soluzione.

Pertanto:

[Ag⁺_(aq)] = [Cl⁻_(aq)] = S

L'espressione del K_ps diventa:

da cui:

Quindi la solubilità di AgCl in acqua distillata è 1,25 · 10^-5 mol/l

Se nella soluzione aggiungiamo 0,010 mol/L di NaCl, ciò equivale ad aggiungere 0,010 mol/l di ioni Na⁺ e 0,010 mol/L di ioni Cl⁻.

Parte degli ioni cloruro Cl⁻ aggiunti si uniranno con gli ioni Ag⁺ presenti in soluzione per dare AgCl indissociato che precipita fino a quando il prodotto delle concentrazioni degli ioni Ag⁺ e Cl⁻ torna ad essere 1,56 · 10^-10 (mol/l)².

Nella soluzione deve ancora valere la relazione del prodotto di solubilità ma questa volta:

[Cl⁻]_tot = [Cl⁻]_{derivanti da AgCl} + 0,010 mol/L

Per cui:

Kps = [Ag⁺] · [Cl⁻] = [Ag⁺] · ([Cl⁻]_{derivanti da AgCl} + 0,010)

e trascurando in prima approssimazione [Cl⁻]_{derivanti da AgCl} rispetto a 0,010 mol/L si ottiene:

Kps = [Ag⁺] · 0,010

da cui:

[Ag⁺] = Kps / 0,010 = 1,56 · 10^-10 / 0,010 = 1,56 · 10^-8 mol/l

Si può ora notare che l'approssimazione fatta:

[Cl⁻]_{derivanti da AgCl} + 0,010 = 0,010 mol/L

è lecita in quanto la concentrazione di Cl⁻ derivante dal sale è:

[Cl⁻]_{derivanti da AgCl} = [Ag⁺] = 1,56 · 10^-8 mol/l