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Calcolatore di Ksp e solubilità

In breve: calcolatore di Ksp: converti tra Ksp e solubilità molare in mol/L o g/L, trova la solubilità in presenza di uno ione comune (risolta esattamente) e verifica se si forma un precipitato mescolando due soluzioni. È gratuito, funziona nel browser web e non richiede download.

Scegli un sale dall'elenco o inserisci un qualsiasi MₓAᵧ con il suo Ksp. Ottieni la solubilità molare e i g/L, oppure passa da una solubilità misurata al Ksp. La modalità ione comune risolve numericamente l'equazione completa invece di affidarsi alla scorciatoia. La modalità precipitazione confronta Q con Ksp dopo il mescolamento.

Risposta rapida: per AgCl, Ksp = s², quindi s = √(1.8 × 10⁻¹⁰) = 1,34 × 10⁻⁵ M. Per CaF₂, Ksp = 4s³, quindi s = 2,1 × 10⁻⁴ M. Si forma un precipitato quando Q = [M]ˣ[A]ʸ è maggiore di Ksp.

Sale (valori da libro di testo a 25 °C)

x (cationi per formula)y (anioni per formula)

Nome del cationeNome dell'anione

KspMassa molare (g/mol)

Solubilità molare s da Ksp = x^xy^ys^x+y, in acqua pura.

Formule di Ksp e solubilità molare

MₓAᵧ(s) ⇌ x Mʸ⁺(aq) + y Aˣ⁻(aq) Ksp = [M]ˣ[A]ʸ = (xs)ˣ(ys)ʸ = xˣyʸ s^(x+y)

Tipo di sale	Esempio	Ksp in funzione di s	Solubilità s
MA (1:1)	AgCl, BaSO₄	s²	√Ksp
MA₂ o M₂A	CaF₂, Ag₂CrO₄	4s³	(Ksp/4)^(1/3)
MA₃ o M₃A	Fe(OH)₃, Ag₃PO₄	27s⁴	(Ksp/27)^(1/4)
M₃A₂ o M₂A₃	Ca₃(PO₄)₂	108s⁵	(Ksp/108)^(1/5)

Effetto dello ione comune

Se la soluzione contiene già una concentrazione c di uno ione, risolvi (xs + c_M)ˣ(ys + c_A)ʸ = Ksp. La scorciatoia usuale trascura s rispetto a c. Funziona solo quando s è molto più piccolo di c. Questo calcolatore risolve numericamente l'equazione completa e mostra quanto si discosta la scorciatoia.

Si formerà un precipitato?

Dopo il mescolamento, trova la nuova concentrazione di ogni ione (moli ÷ volume totale) e calcola il prodotto ionico Q = [M]ˣ[A]ʸ. Se Q è maggiore di Ksp, si forma un precipitato. Se Q è minore o uguale a Ksp, non si forma.

Valori di Ksp di sali comuni (25 °C)

Sale	Ksp	Ksp =	s (mol/L)	s (g/L)	M (g/mol)
AgCl	1.8 × 10⁻¹⁰	s²	1.3 × 10⁻⁵	1.9 × 10⁻³	143.32
AgBr	5.0 × 10⁻¹³	s²	7.1 × 10⁻⁷	1.3 × 10⁻⁴	187.77
AgI	8.3 × 10⁻¹⁷	s²	9.1 × 10⁻⁹	2.1 × 10⁻⁶	234.77
Ag₂CrO₄	1.1 × 10⁻¹²	4s³	6.5 × 10⁻⁵	2.2 × 10⁻²	331.73
Ag₂CO₃	8.1 × 10⁻¹²	4s³	1.3 × 10⁻⁴	3.5 × 10⁻²	275.74
Ag₂SO₄	1.2 × 10⁻⁵	4s³	1.4 × 10⁻²	4.5 × 10⁰	311.79
Ag₃PO₄	8.9 × 10⁻¹⁷	27s⁴	4.3 × 10⁻⁵	1.8 × 10⁻²	418.57
BaSO₄	1.1 × 10⁻¹⁰	s²	1.0 × 10⁻⁵	2.4 × 10⁻³	233.38
BaCO₃	5.1 × 10⁻⁹	s²	7.1 × 10⁻⁵	1.4 × 10⁻²	197.34
BaF₂	1.7 × 10⁻⁶	4s³	7.5 × 10⁻³	1.3 × 10⁰	175.32
CaCO₃ (calcite)	3.3 × 10⁻⁹	s²	5.7 × 10⁻⁵	5.7 × 10⁻³	100.09
CaF₂	3.9 × 10⁻¹¹	4s³	2.1 × 10⁻⁴	1.7 × 10⁻²	78.07
CaSO₄	2.4 × 10⁻⁵	s²	4.9 × 10⁻³	6.7 × 10⁻¹	136.13
Ca(OH)₂	6.5 × 10⁻⁶	4s³	1.2 × 10⁻²	8.7 × 10⁻¹	74.09
Ca₃(PO₄)₂	2.0 × 10⁻²⁹	108s⁵	7.1 × 10⁻⁷	2.2 × 10⁻⁴	310.17
Mg(OH)₂	5.6 × 10⁻¹²	4s³	1.1 × 10⁻⁴	6.5 × 10⁻³	58.32
Fe(OH)₂	4.9 × 10⁻¹⁷	4s³	2.3 × 10⁻⁶	2.1 × 10⁻⁴	89.86
Fe(OH)₃	2.8 × 10⁻³⁹	27s⁴	1.0 × 10⁻¹⁰	1.1 × 10⁻⁸	106.87
Al(OH)₃	1.3 × 10⁻³³	27s⁴	2.6 × 10⁻⁹	2.1 × 10⁻⁷	78
Cu(OH)₂	2.2 × 10⁻²⁰	4s³	1.8 × 10⁻⁷	1.7 × 10⁻⁵	97.56
Zn(OH)₂	3.0 × 10⁻¹⁷	4s³	2.0 × 10⁻⁶	1.9 × 10⁻⁴	99.39
Ni(OH)₂	5.5 × 10⁻¹⁶	4s³	5.2 × 10⁻⁶	4.8 × 10⁻⁴	92.71
PbCl₂	1.7 × 10⁻⁵	4s³	1.6 × 10⁻²	4.5 × 10⁰	278.1
PbI₂	7.1 × 10⁻⁹	4s³	1.2 × 10⁻³	5.6 × 10⁻¹	461.01
PbSO₄	2.5 × 10⁻⁸	s²	1.6 × 10⁻⁴	4.8 × 10⁻²	303.26
PbCrO₄	2.8 × 10⁻¹³	s²	5.3 × 10⁻⁷	1.7 × 10⁻⁴	323.19
CuI	1.3 × 10⁻¹²	s²	1.1 × 10⁻⁶	2.2 × 10⁻⁴	190.45
Hg₂Cl₂	1.3 × 10⁻¹⁸	4s³	6.9 × 10⁻⁷	3.2 × 10⁻⁴	472.08
SrSO₄	3.4 × 10⁻⁷	s²	5.8 × 10⁻⁴	1.1 × 10⁻¹	183.68

Sono valori tipici da libro di testo. I valori di Ksp pubblicati variano a seconda della fonte, a volte di un fattore 2 o più, soprattutto per idrossidi e carbonati. Per CaCO₃ si usa 3,3 × 10⁻⁹ (calcite); alcuni libri riportano 4,5 × 10⁻⁹ o 8,7 × 10⁻⁹. Per PbI₂ si usa 7,1 × 10⁻⁹; altri danno 9,8 × 10⁻⁹ o 1,4 × 10⁻⁸. Usa il valore del tuo corso e inseriscilo nella casella Ksp. Le solubilità sono calcolate in acqua pura e trascurano idrolisi, ioni complessi ed effetti di attività.

Esempi svolti

Solubilità di AgCl

Ksp = 1.8 × 10⁻¹⁰ = s².

s = √(1.8 × 10⁻¹⁰). In g/L: 1.34 × 10⁻⁵ × 143.32

s = 1.34 × 10⁻⁵ M = 1.9 × 10⁻³ g/L

Solubilità di CaF₂

Ksp = 3.9 × 10⁻¹¹ = (s)(2s)² = 4s³.

s = (3.9 × 10⁻¹¹ / 4)^(1/3)

s = 2.1 × 10⁻⁴ M, [F⁻] = 4.3 × 10⁻⁴ M

Ksp dalla solubilità (stile NEET)

La solubilità di BaSO₄ è 2,4 × 10⁻³ g/L. M = 233,38 g/mol.

s = 2.4 × 10⁻³ / 233.38 = 1.03 × 10⁻⁵ M; Ksp = s²

Ksp = 1.06 × 10⁻¹⁰

Effetto dello ione comune

Solubilità di AgCl in NaCl 0,10 M.

s(s + 0.10) = 1.8 × 10⁻¹⁰, quindi s ≈ 1.8 × 10⁻¹⁰ / 0.10

s = 1,8 × 10⁻⁹ M (7500 volte meno che in acqua)

Verifica di precipitazione (stile AP)

Si mescolano 100 mL di Pb(NO₃)₂ 0,010 M con 100 mL di KI 0,010 M. Ksp(PbI₂) = 7,1 × 10⁻⁹.

Dopo il mescolamento [Pb²⁺] = [I⁻] = 0.0050 M. Q = (0.0050)(0.0050)² = 1.25 × 10⁻⁷.

Q maggiore di Ksp, quindi PbI₂ precipita

Confronto di solubilità (trappola JEE)

AgCl (Ksp 1,8 × 10⁻¹⁰) vs Ag₂CrO₄ (Ksp 1,1 × 10⁻¹²). Quale si scioglie di più?

AgCl: s = 1.3 × 10⁻⁵ M. Ag₂CrO₄: s = (1.1 × 10⁻¹² / 4)^(1/3) = 6.5 × 10⁻⁵ M.

Ag₂CrO₄ è più solubile nonostante il Ksp più piccolo

Errori comuni

Dimenticare i coefficienti. Per CaF₂, [F⁻] = 2s, ed è al quadrato: Ksp = s(2s)² = 4s³, non s³ né 2s².
Confrontare Ksp di tipi di formula diversi. Un Ksp più piccolo significa solubilità minore solo quando i sali hanno lo stesso rapporto x : y. Confronta invece le solubilità molari.
Ignorare la diluizione nel mescolamento. Mescolare volumi uguali dimezza ogni concentrazione prima di calcolare Q.
Concentrazione del sale vs dello ione. CaCl₂ 0,10 M dà Cl⁻ 0,20 M. Na₂SO₄ 0,10 M dà SO₄²⁻ 0,10 M.
Usare la scorciatoia quando non funziona. Se la concentrazione dello ione comune non è molto maggiore di s, l'approssimazione può essere molto lontana. Usa il risultato esatto.
Idrolisi e complessi. Carbonati, fosfati, solfuri e idrossidi sono più solubili in acido. Un eccesso di Cl⁻ o NH₃ può sciogliere AgCl come ioni complessi. Queste formule semplici ignorano entrambi gli effetti.

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Domande frequenti

Come si calcola la solubilità molare dal Ksp?

Scrivi l'equazione di dissoluzione, esprimi ogni ione come multiplo di s e risolvi Ksp = xˣyʸ s^(x+y). Per AgCl, s = √Ksp = √(1.8 × 10⁻¹⁰) = 1.34 × 10⁻⁵ M. Per CaF₂, s = (Ksp/4)^(1/3) = 2.1 × 10⁻⁴ M.

Come si converte la solubilità in g/L in Ksp?

Dividi per la massa molare per ottenere mol/L, poi usa l'espressione del Ksp. 2,4 × 10⁻³ g/L di BaSO₄ corrispondono a 1,03 × 10⁻⁵ M, quindi Ksp = (1.03 × 10⁻⁵)² = 1.06 × 10⁻¹⁰.

Che cos'è l'effetto dello ione comune?

Un sale è meno solubile in una soluzione che contiene già uno dei suoi ioni, perché l'equilibrio si sposta verso il solido (Le Chatelier). AgCl è circa 7500 volte meno solubile in NaCl 0,10 M che in acqua pura.

Come capisco se si formerà un precipitato?

Calcola le concentrazioni degli ioni dopo il mescolamento e il prodotto ionico Q = [M]ˣ[A]ʸ. Se Q è maggiore di Ksp, si forma un precipitato. Se Q è minore o uguale a Ksp, la soluzione resta limpida.

Un Ksp più piccolo significa sempre una solubilità minore?

Solo per sali dello stesso tipo, come due sali 1:1. Ag₂CrO₄ ha un Ksp più piccolo di AgCl ma una solubilità molare maggiore, perché il suo Ksp contiene 4s³ anziché s².

Perché i valori di Ksp differiscono tra i libri di testo?

I valori di Ksp provengono da misure, temperature e modi diversi di correggere per la forza ionica. Differenze di un fattore 2 o più sono comuni per idrossidi e carbonati. Usa il valore fornito dal tuo corso o dall'esame.

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Ultimo aggiornamento: 18 ottobre 2026