Calcolatore Prodotto di Solubilità Ksp (Sali Poco Solubili)

Calcolatore prodotto di solubilità Ksp: solubilità molare S, conversioni Ksp <-> S, effetto ione comune, confronto Q/Ksp per precipitazione, idrossidi vs pH.

Parametri di calcolo
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Prodotto di solubilità Ksp: definizione

Il prodotto di solubilità Ksp e la costante di equilibrio per la dissoluzione di un sale poco solubile in acqua. Per il generico sale AaBb in equilibrio con i suoi ioni:

AaBb (s) a A^x+ (aq) + b B^y- (aq)

Ksp = [A^x+]^a * [B^y-]^b

Nota: il sale solido AaBb non compare in Ksp (a = 1 per attività di solido puro). Ksp e adimensionale (con attività) o ha unita derivate dalle concentrazioni in M. Tipicamente molto piccolo: 10^-10 - 10^-50 per sali tipicamente "insolubili".

Esempio numerico: AgCl

AgCl (s) Ag+ + Cl-, Ksp = 1.6 * 10^-10 a 25 C.

Solubilità molare S (a 25 C, acqua pura): [Ag+] = [Cl-] = S, quindi Ksp = S^2 -> S = sqrt(Ksp) = sqrt(1.6 * 10^-10) = 1.3 * 10^-5 M. Massa molare AgCl = 143.32 g/mol -> solubilità massa = 1.3 * 10^-5 * 143.32 = 1.86 mg/L. AgCl e considerato insolubile in pratica.

Conversione Ksp Solubilità

Per il generico sale AaBb in acqua pura: [A^x+] = aS, [B^y-] = bS, dove S = solubilità molare.

Ksp = (aS)^a * (bS)^b = a^a * b^b * S^(a+b)

Risolvendo: S = (Ksp / (a^a * b^b))^(1/(a+b))

Casi comuni:

  • AB (a=b=1): Ksp = S^2 -> S = sqrt(Ksp). Esempio: AgCl, BaSO4.
  • A2B (a=2, b=1): Ksp = 4S^3 -> S = (Ksp/4)^(1/3). Esempio: Ag2CrO4, Ag2S.
  • AB2 (a=1, b=2): Ksp = 4S^3 -> S = (Ksp/4)^(1/3). Esempio: CaF2, Mg(OH)2 (ma vedi pH).
  • A3B2 (a=3, b=2): Ksp = 108 S^5 -> S = (Ksp/108)^(1/5). Esempio: Ca3(PO4)2.

Effetto ione comune

Aggiungere uno ione comune al sistema riduce la solubilità per principio di Le Chatelier (sposta equilibrio a sinistra, verso solido). Esempio AgCl in soluzione 0.1 M NaCl:

[Cl-] = 0.1 M (predominantemente da NaCl, S < [Ag+] = S = 1.6 * 10^-9 M.

Solubilità ridotta da 1.3*10^-5 (acqua pura) a 1.6*10^-9 M (NaCl 0.1 M): soppressione di 8000x. Sfruttato in chimica analitica per precipitazione quantitativa.

Quoziente di reazione Q vs Ksp

Q = [A^x+]^a * [B^y-]^b calcolato con concentrazioni reali (non equilibrio). Confronto con Ksp:

  • Q < Ksp: soluzione INSATURA, sale aggiuntivo si dissolverebbe. Nessun precipitato.
  • Q = Ksp: soluzione SATURA, equilibrio. Sale e in equilibrio dinamico con ioni.
  • Q > Ksp: soluzione SOVRASATURA, precipitazione spontanea fino a Q = Ksp.

Esempio: mescolare 100 mL 0.001 M Ag+ con 100 mL 0.001 M Cl- (volumi uguali, dimezza concentrazioni). [Ag+] = [Cl-] = 5*10^-4 M. Q = (5*10^-4)^2 = 2.5*10^-7 > Ksp_AgCl. Precipita AgCl finché Q = Ksp.

Solubilità di idrossidi vs pH

Per idrossidi metallici M(OH)n: Ksp = [M^n+] * [OH-]^n. Solubilità S = [M^n+] = Ksp / [OH-]^n. Dipende fortemente dal pH:

  • Mg(OH)2: Ksp = 5.6*10^-12. A pH 9: [OH-] = 10^-5 M, S = 5.6*10^-2 M (solubile). A pH 11: [OH-] = 10^-3, S = 5.6*10^-6 (insolubile).
  • Fe(OH)3: Ksp = 2.8*10^-39. Insolubile sopra pH 4 (precipita facilmente).
  • Al(OH)3: Ksp = 3*10^-34. Anfotero: ridissolve a pH > 12 come Al(OH)4-.

Importante in: trattamento acque (rimozione metalli pesanti via precipitazione idrossidi), patologia (calcolosi renale), corrosione (passivazione).

Effetti che alterano Ksp apparente

  • Forza ionica: alta I aumenta solubilità apparente (decreasing activity coefficients). Correzione Davies/Debye-Huckel.
  • Formazione complessi: AgCl in NH3 forma [Ag(NH3)2]+ aumentando solubilità.
  • pH (per acidi/basi deboli): CaF2 + H+ -> Ca^2+ + HF: solubilità aumenta in acido.
  • Temperatura: per la maggior parte dei sali Ksp aumenta con T (dissoluzione endotermica). Eccezioni: CaCO3, MgCO3 (esotermica).
  • Dimensioni cristalli: Ostwald ripening. Cristalli piccoli più solubili (Kelvin equation).

Tabella Ksp comuni (a 25 C)

  • AgCl: 1.6 * 10^-10. AgBr: 5*10^-13. AgI: 8.3*10^-17.
  • BaSO4: 1.1 * 10^-10. SrSO4: 3.4*10^-7. CaSO4: 4.9*10^-5.
  • CaCO3: 4.5*10^-9. MgCO3: 6.8*10^-6. PbCO3: 1.5*10^-13.
  • CaF2: 3.5*10^-11. MgF2: 6.4*10^-9.
  • Mg(OH)2: 5.6*10^-12. Fe(OH)2: 8*10^-16. Fe(OH)3: 2.8*10^-39.
  • HgS: 10^-52 (estremamente insolubile).

Applicazioni

  • Chimica analitica: precipitazione gravimetrica, separazioni, titolazioni.
  • Trattamento acque: rimozione metalli pesanti, ammorbidimento (rimozione Ca, Mg).
  • Mineralogia: formazione minerali in equilibrio con acque sotterranee.
  • Farmacia: solubilità di sali farmaceutici, biodisponibilita.
  • Patologia: calcolosi renale (CaC2O4, fosfato Ca), aterosclerosi (placche calcificate).
  • Scale formation: depositi calcareo in tubature, bollitori.
  • Chimica ambientale: speciazione metalli in suoli, sedimenti.
  • Industria: estrazione mineraria (lisciviazione), purificazione.

Storia

Walther Nernst (1889): formalizza il prodotto di solubilità come applicazione della legge di azione di massa. Arrhenius (1887): teoria della dissociazione elettrolitica. Bjerrum (1909-1923): introduce coefficienti di attività per soluzioni concentrate. Debye-Huckel (1923): teoria delle forze ioniche. Brønsted (1922): scala pH e equilibri acido-base interagenti con Ksp. Lewis e Randall (1923): formulazione termodinamica moderna degli equilibri di solubilità.

Modalita del calcolatore

Cinque modalita: Ksp da solubilità molare S; solubilità S da Ksp; effetto ione comune con concentrazione data; confronto Q vs Ksp per predire precipitazione; solubilità di idrossidi metallici vs pH. Coefficienti stechiometrici a, b configurabili.

Aggiornato a luglio 2026

Domande frequenti

Cos'e il prodotto di solubilita Ksp?

E la costante di equilibrio per la dissoluzione di un sale poco solubile: per AaBb che si scioglie in a cationi e b anioni vale Ksp = [catione]^a [anione]^b. Il solido puro non compare (attivita = 1). Valori tipici vanno da 10^-10 a 10^-50: piu piccolo e Ksp, meno il sale e solubile.

Come si passa da Ksp a solubilita?

Per un sale AaBb in acqua pura la solubilita molare e S = (Ksp/(a^a b^b))^(1/(a+b)). Per un sale 1:1 come AgCl si riduce a S = radice di Ksp; per un sale 2:1 come Ag2CrO4 diventa S = (Ksp/4)^(1/3). Il calcolatore gestisce coefficienti stechiometrici qualsiasi.

Cos'e l'effetto dello ione comune?

E la riduzione della solubilita di un sale quando la soluzione contiene gia uno dei suoi ioni. Per il principio di Le Chatelier l'equilibrio si sposta verso il solido e si scioglie meno sale. In forte eccesso di ione comune la solubilita residua diventa circa Ksp diviso la concentrazione dello ione comune elevata alla sua stechiometria.

Cos'e il quoziente di reazione Q rispetto a Ksp?

Q ha la stessa forma di Ksp ma con le concentrazioni effettive: Q = [catione]^a [anione]^b. Se Q Ksp e sovrasatura e si forma un precipitato finche Q torna uguale a Ksp.

Come dipende la solubilita dal pH?

Per i sali di acidi deboli, come carbonati, fosfati e idrossidi, la solubilita aumenta al diminuire del pH, perche l'anione viene consumato dalla protonazione. Per gli idrossidi metallici vale S = Ksp/[OH-]^n: un pH alto (molti OH-) riduce la solubilita e favorisce la precipitazione.

Cos'e la precipitazione selettiva?

E la separazione di due ioni che formano sali insolubili con lo stesso reagente, aggiungendolo lentamente: precipita prima il sale con Ksp minore. Confrontando le concentrazioni con ciascun Ksp si separano quasi completamente i due ioni. E la base dell'analisi qualitativa classica per gruppi.

Perche la solubilita reale differisce dalla previsione?

Perche Ksp e definito con le attivita, non le concentrazioni. A forza ionica apprezzabile i coefficienti di attivita scendono sotto uno (teoria di Debye-Huckel) e la solubilita reale aumenta. Anche la formazione di coppie ioniche e complessi, e gli equilibri acido-base, aggiungono solubilita che il prodotto semplice ignora.

A cosa serve il prodotto di solubilita?

A prevedere se un sale precipita, a calcolare la solubilita in acqua o in presenza di ione comune, a progettare separazioni per precipitazione selettiva, a controllare le incrostazioni in tubature e caldaie, e a studiare la speciazione dei metalli pesanti nei suoli. E uno strumento centrale della chimica analitica e ambientale.

Formula

Ksp = [A]^a [B]^b. Pure water: S = (Ksp/(a^a b^b))^(1/(a+b)). Common ion: S' = Ksp/[ion]^stoich. Q < Ksp: unsaturated. Q > Ksp: precipitates. Hydroxide: S = Ksp/[OH-]^n.

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