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Effetto dello ione comune
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
Autore del testo: non indicato nel documento di origine
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