Esercizi sul prodotto di solubilità
Esercizi online e gratuiti sul prodotto di solubilità
Aggiungendo un sale all'acqua, si nota che inizialmente esso si scioglie ma, ad un certo punto, la sua dissoluzione terminerà e rimarrà del sale indisciolto come corpo di fondo.
Quando, ad una determinata temperatura, si sono stabilite le condizioni di equilibrio (equilibrio dinamico) fra il sale indisciolto e il sale in soluzione, la soluzione di dice satura e la concentrazione del sale espressa in g/L disciolta nella soluzione è detta solubilità del sale.
La solubilità di un sale è influenzata da vari fattori:
- effetto dello ione comune
- temperatura
- formazione di ioni complessi
- natura del solvente
- interazione tra composti poco solubili
- pH
Il prodotto delle concentrazioni molari degli ioni nella soluzione satura, ciascuna elevata al proprio coefficiente stechiometrico della equazione di dissociazione del sale in acqua si chiama prodotto di solubilità (Kps).
Ti potrebbe interessare: tabella Kps.
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Livello di difficoltà: medio-basso
1.
La solubilità del fluoruro di bario BaF2 in acqua è 1,30 g/L. Calcolare il prodotto di solubilità del sale.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: da solubilità a prodotto di solubilità.
2.
Determinare la massima concentrazione (in mol/L) dello ione OH− che è in equilibrio con una soluzione 0,025 M di Mg2+ sapendo che Kps[Mg(OH)2] = 1,1 · 10-11.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: massima concentrazione dello ione OH− in equilibrio con una soluzione di ioni Mg2+.
3.
A 25°C la solubilità in acqua del solfato di bario BaSO4 è 1,22 · 10-5 mol/L.
a) Calcolare il prodotto di solubilità del solfato di bario
b) Determinare la massa in grammi di sale che si scioglie in 250 mL di acqua. Si trascuri la variazione di volume dovuta all'aggiunta del sale.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: calcolo del prodotto di solubilità.
Livello di difficoltà: medio-alto
1.
Determinare quanti grammi di Ag2SO4 è possibile sciogliere in 1,0 L di acqua pura e in 1,00 L di una soluzione 0,420 M di Na2SO4.
Kps(Ag2SO4) = 7,0 · 10-5
Si consideri trascurabile l'aumento di volume dovuto all'aggiunta di Ag2SO4.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: esercizio sull'effetto dello ione comune.
2.
In una soluzione acida sono contenuti 0,025 mol/L di ioni Mg2+ e 0,025 mol/L di ioni Fe3+. Determinare quale ione precipita prima come idrossido e quale è la sua concentrazione in soluzione quando inizia la precipitazione dell'altro.
Kps[Mg(OH)2] = 1,1 · 10-11 ;
Kps[Fe(OH)3] = 1,1 · 10-36
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: esercizio sulla precipitazione selettiva di idrossidi.
3.
Dimostrare se è possibile separare gli ioni Cu2+ e Ni2+ da una soluzione 0,010 mol/L in entrambi gli ioni precipitandoli selettivamente come solfuri.
Kps(NiS) = 1,0 · 10-22
Kps(CuS) = 4,0 · 10-36
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: esercizio sulla precipitazione selettiva di solfuri.
4.
Una soluzione satura di Ca(OH)2 ha pH = 12,35. Calcolare:
a) solubilità (in g/L) dell'idrossido
b) prodotto di solubilità dell'idrossido.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: calcolo della solubilità di un idrossido a pH noto.
5.
Determinare il pH di una soluzione satura di idrossido di cobalto(II) Co(OH)2. Si sappia che il prodotto di solubilità per Co(OH)2 vale 5,9 · 10-15.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: pH di una soluzione satura di Co(OH)2.
6.
Calcolare le concentrazioni di tutte le specie ioniche al termine della reazione di precipitazione causata dall'aggiunta di 50 mL di Na2C2O4 0,10 M a 50 mL di soluzione di AgNO3 0,20 M.
Kps(Ag2C2O4) = 1,3 · 10-12
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: concentrazioni di tutte le specie ioniche al termine di una reazione di precipitazione.
7.
Partendo da una soluzione 0,032 mol/L di ioni Fe2+, a quale pH inizia a precipitare l'idrossido ferroso Fe(OH)2? A quale pH sarà completa al 99,99%?
Si sappia che per il Fe(OH)2 vale Kps = 8 · 10-16.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: a quale pH inizia e termina la precipitazione dell'idrossido ferroso.
Livello di difficoltà: alto
1.
50 cm3 di una soluzione 0,110 M di AgNO3 vengono aggiunti a 50 cm3 di una soluzione 0,065 M di K2CrO4. Calcolare la concentrazione in mol/L degli ioni Ag+ e degli ioni CrO42− nella soluzione risultante.
Kps(Ag2CrO4) = 1,9 · 10-12.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: concentrazione residua degli ioni dopo precipitazione.
2.
Una soluzione 0,010 mol/L in Ni2+ e 0,010 mol/L in Co2+ viene saturata con H2S gassoso. Determinare quale solfuro precipita per primo e a quale pH. Stabilire inoltre se è possibile precipitare selettivamente i due solfuri, cioè separare i due ioni in maniera quantitativa con una precipitazione controllata dei loro solfuri.
Kps(NiS) = 1,0 · 10-22 ;
Kps(CoS) = 5,0 · 10-22 ;
Ka (H2S) = Ka1 · Ka2 = 1,1 · 10-20.
La concentrazione di H2S nella soluzione satura è considerata costante ed uguale a 0,10 mol/L.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: soluzione saturata con H2S e precipitazione selettiva di due solfuri.
3.
A 30,0 mL di soluzione di una soluzione di KI 0,10 M vengono aggiunti 25,0 mL di una soluzione di AgNO3 0,10 M .
Si calcoli la concentrazione - espressa in moli/L - di tutte le specie dopo la reazione. Si sappia che per lo ioduro di argento AgI si ha che Kps = 8,3 · 10-17.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: calcolo concentrazione delle specie dopo la reazione.
4.
Calcolare la concentrazione degli ioni Ca2+, Sr2+ e SO42− presente in una soluzione acquosa in cui del solfato di calcio solido è stato sbattuto in una sospensione di solfato di stronzio.
Kps(CaSO4) = 2,4 · 10-5 ;
Kps(SrSO4) = 2,8 · 10-7.
Lo svolgimento dell'esercizio lo trovi qui: applicazione dell'effetto dello ione comune.
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