La solubilità di un composto rappresenta la massima quantità di soluto che si può sciogliere in un determinato volume di solvente.
Una solubilità di 5 g/L significa che in 1 L di soluzione acquosa si possono sciogliere al massimo:
n Ag2SO4 = 5 g / 311,80 g/mol = 0,016 mol/L
In altre parole una soluzione acquosa satura di Ag2SO4 è 0,016 M.
Nota la solubilità molare, è possibile calcolare la costante che regola l'equilibrio di solubilità del composto poco solubile:
Ag2SO4(s) <--> 2 Ag+ + SO42-
Ks = [Ag+]^2 · [SO42-] = (2s)^2 · s = 1,65·10^-5
Questo valore è diverso da quello fornito nel testo dell'esercizio, ma l'ordine di grandezza è lo stesso.
Quando vengono mescolati due reagenti, ognuno dei quali contiene uno degli ioni che formano il composto poco solubile, il composto poco solubile solido si forma solo quando la concentrazione molare dei due ioni (ognuna elevata al suo coefficiente stechiometrico) è maggiore o uguale alla Ks.
[AgNO3] = [[Ag+] = 0,001 mol/L
[Na2SO4] = [SO42-] = x mol/L
Ks = 1,65·10^-5 = (0,001)^2 · x
x = [SO42-] = 1,65·10^-5 / (0,001)^2 = 1,65·10^1 mol/L
Se abbiamo solo 0,600 L di soluzione di Ag+ 0,001 M, le moli di Na2SO4 da addizionare saranno:
n Na2SO4 = 1,65·10^1 mol/L · 0,600 L = 9,90 mol
m Na2SO4 = 9,90 mol · 142,04 g/mol = 1,41·10^3 g di Na2SO4
Se dovessimo far precipitare l'Ag2CrO4 solido da 600 mL di soluzione di AgNO3 0,001 M addizionando K2CrO4, dato che l'Ag2CrO4 è molto meno solubile (Ks = 1,1·10^-12) dell'Ag2SO4, dovremmo addizionare una quantità molto inferiore di reattivo precipitante.
Ks = 1,1·10^-12 = (0,001)^2 · x
x = [CrO42-] = 1,1·10^-12 / (0,001)^2 = 1,10·10^-6 mol/L
Per 0,600 L di soluzione di Ag+ 0,001 M, le moli di K2CrO4 da addizionare sarebbero:
n K2CrO4 = 1,10·10^-6 mol/L · 0,600 L = 6,60·10^-7 mol
m K2CrO4 = 6,60·10^-7 mol · 194,19 g/mol = 1,28·10^-4 g di K2CrO4