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Núcleo Temático 8

03/02/2010 Equilibrio de Precipitación

Núcleo Temático 8. Equilibrio de precipitación Competencias a desarrollar por el estudiante:

Calcula el Kps de un electrolito binario a partir de su solubilidad

Explica la influencia que ejercen en la solubilidad de una sal poco soluble, los factores

son: Ion común, temperatura, hidrólisis, pH, iones diversos, formación de, complejos,

solventes.

Explica la utilidad del método de precipitación diferencial

Determina la separación de iones conociendo los Kps de las sales participantes

Subnúcleos Temáticos

Equilibrio de precipitación

- Equilibrio en sistemas heterogéneos.

- Constante del producto de solubilidad.

- Factores que afectan la solubilidad.

- Temperatura

- Naturaleza del solvente

- Efecto del ion común

- Efecto de ión no común

- Efecto del pH.

- Efecto de hidrólisis

- Formación de complejos

- Precipitación fraccionada

INTRODUCCIÓN

El estudio de especies iónicas en soluciones acuosas son de gran importancia en muchas áreas

de la química, como por ejemplo en la electro-química (se utiliza en la refinación y obtención

del cobre entre otras utilidades), en la química orgánica, en la medicina (química

farmacológica), entre otras.

El equilibrio químico puede tener distintos niveles de complejidad. El nivel básico y más simple

es aquel donde la especie es disuelta en “agua pura” sin otras especies ni iones en ella (lo cual

sería un caso ideal), luego viene otro nivel más complejo donde hay iones comunes u otras sales

que reaccionan entre ellas formando otras sales menos solubles (que es un caso más real y

“cotidiano”).

Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrolitos y no

electrolitos. Un electrolito es una sustancia que disuelta en agua, forma una disolución que

conduce electricidad. Un no electrolito no conduce corriente eléctrica cuando se disuelve en

agua. Hay electrolitos fuertes y débiles. Una característica de los electrolitos fuertes es que en

disolución se supone que el soluto se disocia 100% en sus iones (separación de cationes y

aniones).

Ejemplo:

NaCl(s) Na+(ac) + Cl

- (ac)

El agua es un disolvente muy efectivo de compuestos iónicos. Aunque el agua es una molécula

estrictamente neutra, tiene una región positiva (H+) y otra negativa (el átomo de oxígeno). Estas

regiones se denominan “polos” positivo y negativo, por ello es un disolvente polar.

DEFINICIONES BÁSICAS

Reacción de precipitación: es un tipo de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por

la formación de un producto insoluble o precipitado. En las reacciones de precipitación

normalmente participan compuestos iónicos.

Precipitado: es un sólido insoluble que se separa de la solución.

Solubilidad: es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de

disolvente a una temperatura específica.

Las sustancias pueden clasificarse en términos cualitativos en: solubles, ligeramente solubles,

insolubles.

Se dice que una sustancia es soluble, si se disuelve en forma visible una cantidad suficiente

cuando se agrega agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o

insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, no todos tienen la

misma solubilidad.

Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en el agua a 25°C

Compuestos solubles Excepciones

Compuestos que contengan cationes de metales

alcalinos (Li+, Na

+, K

+, Rb

+, Cs

+) y el ión amonio,

NH4+

----------------

Nitratos (NO3-), bicarbonatos (HCO3

-) y cloratos

(ClO3-)

----------------

Haluros (Cl-, Br

-, I

- Haluros de Ag

+, Hg

+2 y Pb

+2

Sulfatos (SO4=)

Sulfatos de Ag+, Ca

+2, Sr

+2, Ba

+2 y

Pb+2

Compuestos insolubles Excepciones

Carbonatos (CO3=), fosfatos (PO4

-3), cromatos

(CrO4=), sulfuros (S

=)

Compuestos que contengan iones de

metales alcalinos y el ión amonio

Hidróxidos (OH-)

Compuestos que contengan iones de

metales alcalinos y el ión Ba+2

Equilibrio de solubilidad

Las reglas de solubilidad, aunque son útiles, no permiten hacer predicciones cuantitativas

de la cantidad de un compuesto iónico dado que se disolverá en agua. Para desarrolla un

enfoque cuantitativo se parte de los que se conoce acerca del equilibrio químico. A menos que

se señale otra cosa, se sobreentiende que el disolvente es el agua y la temperatura es de 25°C

para los procesos de solubilidad.

Producto de solubilidad

Los sistemas en equilibrio se pueden dividir en dos categorías: equilibrio homogéneo,

donde los reaccionantes y productos están en la misma fase y el equilibrio heterogéneo donde

está presente más de una fase (sólido, líquido o gas)

Considere una disolución saturada de AgCl que está en contacto con AgCl sólido. El

equilibrio de solubilidad se puede representar como:

AgCl (s) Ag+

(ac) + Cl- (ac)

La sal cloruro de plata, (AgCl) se comporta como electrolito fuerte, se disuelve o disocia

por completo en iones Ag+ y Cl

-. Ya sabemos que la concentración de un sólido es una

constante. Así que la constante de equilibrio para la disolución de AgCl se puede escribir como:

Kps = [Ag+] [Cl

-]

Sales

sales solubles

sales poco solubles

Donde Kps, es la constante del producto de solubilidad o simplemente el producto de

solubilidad.

En general, el producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las

concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su

coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

Para los siguientes compuestos, la constante de equilibrio quedaría expresada como:

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, entre menor sea su

valor menos soluble será el compuesto. Sin embargo, al utilizar los valores de Kps para

comprobar solubilidades, se deben elegir los compuestos que tengan fórmulas semejantes, como

AgCl y ZnS o CaF2 y Fe(OH)2

Ejemplo 1.

PREDICCIÓN DEL EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN

Para la reacción en equilibrio en que participa un sólido iónico en disolución acuosa, puede

darse cualquiera de las siguientes condiciones:

La disolución no está saturada

La disolución está saturada

La disolución está sobresaturada

Para las concentraciones de iones que no corresponden a condiciones de equilibrio se

utiliza el cociente de reacción Q, que en este caso se denomina: Producto iónico (Qps) para

predecir si se formará un precipitado.

El producto iónico (Q) tiene la misma forma de Kps pero las concentraciones son las

iniciales.

SOLUBILIDAD MOLAR Y SOLUBILIDAD

(Relación entre Kps y S)

Hay dos maneras de expresa la solubilidad de una sustancia:

Solubilidad molar: número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada

(mol/l)

Solubilidad, es el número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada

(g/l). Se habla de solución saturada alguna temperatura dada (que suele ser 25°C)

RELACIÓN ENTRE KPS y S Por ejemplo:

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl-(ac)

Kps = [Ag+] [Cl

-]

[Ag+]= S [Cl

-]= S

Donde S es la solubilidad molar

Por tanto Kps = S. S => Kps = S2

S =

Ejemplo 1:

Ejemplo 2.

La solubilidad del sulfato de calcio es 0,67 g/l. Calcule el valor de la Kps para este compuesto.

MCaSO4 = 136 g/mol

S = 4,93x10-3

mol/l

CaSO4(s) Ca2+

(ac) + SO4= (ac)

Kps = [Ca2+] [SO4

=]

Kps = S2

Kps = (4,93X10-3

)2

Kps = 2,427x10-5

Ejemplo 3: Ag2CrO4(s) 2Ag

+ (ac) + CrO4

= (ac)

Kps = [Ag+]

2 [CrO4

=]

[Ag+] = 2S [CrO4

=] = S

Donde S es la solubilidad molar

Por tanto Kps = (2S)2. (S) => Kps = 4S

3

S =

Relación entre el Kps y la solubilidad molar.

Ejemplo 4

EFECTO DEL ION COMUN Y LA SOLUBILIDAD

Hasta el momento hemos visto sólo casos donde hay una sal en una solución donde el resto

sería agua pura, o donde los iones son provenientes de una única sal. Pero, ¿cómo se puede

calcular la solubilidad o Kps si hay más sales que están aportando más iones del que estamos

trabajando?

El desplazamiento del equilibro causado por la adición de una compuesto que tiene un ión

en común con las sustancias disueltas, se conoce como efecto del ión común.

Suponga que se estudia una disolución en la que están disueltas dos sustancias que tienen

un ión en común, por ejemplo el cloruro de plata, AgCl y el nitrato de plata, AgNO3. Además de

la disociación del AgCl, el siguiente proceso también contribuye a la concentración total de los

iones plata (el ión en común) en la disolución:

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl

- (ac)

AgNO3 (s) Ag+(ac) + NO3

- (ac)

Si el AgNO3 se agrega a una disolución saturada de AgCl, el incremento de la

concentración de los iones plata hará que el producto iónico sea mayor que el producto de

solubilidad:

Q = [Ag+]i [Cl

-]I > Kps

Para restablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, como lo predice el Principio

de Le Chatelier, hasta que el producto iónico de nuevo sea igual a la Kps. El efecto de agregar

un ión en común es, entonces, una disminución de la solubilidad de la sal (AgCl) en la

disolución. Observe que en este caso, la concentración de los iones plata ya no es igual a la

concentración de los iones cloruro en el equilibrio, sino que [Ag+] > [Cl

-]

PRECIPITACIÓN SELECTIVA

Tanto en el análisis químico cualitativo como en el cuantitativo, con frecuencia es necesario

aprovechar las solubilidades diferentes para separar sólo a una de las sales de una solución. Los

cálculos que emplean los productos de solubilidad pueden revelarnos cuándo es posible una

separación de este tipo.

EJERCICIOS 1. La solubilidad del sulfato de bario, BaSO4 en agua pura es de 1,22x10

-5 mol/l. Calcule

el valor del producto de solubilidad. ¿Cuál es la concentración del ión bario, Ba+2

en la

solución saturada de sulfato de bario.

2. La solubilidad del BaSO4 es 2,45x10-4

g/100 ml. ¿Cuál es el valor del Kps para el

BaSO4. R= 1,1x10-10

K+

Ba2+

SO4=

Cuando se agregan iones SO4

=, se forma un precipitado de BaSO4,

con lo que se elimina la mayoría de los iones Ba+2

. El K2SO4 es

soluble y se queda en solución. El precipitado BaSO4 se puede

separar de la solución por filtración

Cl-

Br-

I-

NO3-

Aunque ambos productos fueron insolubles, se puede lograr cierto

grado de separación mediante el reactivo apropiado para realizar la

precipitación. Si se agregan iones nitrato, NO3-, se convertirán en

halogenuros insolubles precipitando de manera selectiva, AgI, AgBr

y luego AgCl.

3. La solubilidad del cromato de plata, Ag2CrO4 es 7,8x10-5

mol/l en agua pura. Calcule la

constante del producto de solubilidad.

4. La solubilidad del Ag2CrO4 es 1,31x10-4

mol/l. Calcular el Kps para el Ag2CrO4.

R= 9,0x10-12

5. Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 en g/l, si su producto de solubilidad es Kps

Mh(OH)2 igual 3,4x10-11

R= 0,012 g/l

6. Calcular la solubilidad del PbF2, si su constante del producto de solubilidad es Kps PbF2

igual 3,7x10-8

R= 0,514 g/l

7. El Kps del fluoruro de bario, BaF2 es de 1,7x10-6

. Calcule la solubilidad del BaF2 en

agua pura, la concentración del Ba+2

y del F- en la solución saturada.

8. Calcule la solubilidad del cloruro de plata, AgCl en (g/l) en una disolución de nitrato de

plata, AgNO3.

9. Calcular el número de gramos de AgCl que pueden disolverse en 400 ml de agua. Kps

AgCl es 1,0x10-10

R= 5,73x10-4

g

10. La solubilidad del CaSO4 en agua pura es 1,09 g/l. Calcular la solubilidad del CaSO4 en

una solución 0,02 mol/l de iones SO4=

R= 3,20x10-3

mol/l

11. Calcular la solubilidad del cromato de plata, Ag2CrO4 en: a) agua pura, b) en solución

de AgNO3 de concentración 0,2 mol/l, c) en una solución de K2CrO4 de concentración

0,08 mol/l. Si Kps de Ag2CrO4 es 1,9x10-12

12. Se ha comprobado que la máxima cantidad de Pb(IO3)2 que se puede disolver en 5 litros

de una solución de NaIO3 es 0,010 mol/l es de 4,9x10-9

mol. Calcular el Kps del

Pb(IO3)2

R= 9,80x10-14

13. El producto de solubilidad del fluoruro de calcio es 1,7x10-10. Calcule la solubilidad

del CaF2 en a) agua pura, b) en Ca(NO3)2 de concentración 0.1 mol/l y c) en KF de

concentración 0,15 mol/l.

14. Calcular el número de gramos de SrCl2 requeridos para precipitar SrSO4 en 1 litro de

solución que contiene 0,0010 mol de iones SO4=. Kps SrSO4 es 2,80x10

-7

R= g SrCl2: 0,044 g

15. El Pb(IO3)2 es una sal escasamente soluble, cuya constante del producto de solubilidad

es 9,8x10-14

. A 35 ml de una solución de Pb(NO3)2 de concentración 0,15 mol/l se le

agregan 15 ml de una solución de KIO3 de concentración 0,80 mol/l y se forma un

precipitado de Pb(IO3)2. ¿Cuáles son las concentraciones de los iones Pb+2

y IO3- que

quedan en solución.

R= [Pb+2

]: 5,38x10-12

mol/l; [IO3-]: 0,135mol/l

16. Cuál es la concentración de iones Ag+ que se encuentran en solución si el AgCl es

precipitado por el agregado de HCl a una solución de AgNO3, de tal manera que se

obtenga una concentración final de iones Cl- de 0,10 mol/l. Kps AgCl es 1,0x10

-10

R= 1,0x10-9

mol/l

17. Se dispone de una solución que contiene sulfato 0,002 mol/l y fluoruro 0,003 mol/l. Si

se agrega lentamente una solución que contiene Ca+2

y los Kps de las sales son: CaSO4

3x10-5

y CaF2 1,7x10-10.

A) calcule la cantidad de Ca+2

necesaria para precipitar cada

sal. B) al agregar la solución de Ca2+

poco a poco ¿qué sal precipita primero?

18. Precipitará el Ag3PO4 cuando se mezclan 20 ml de AgNO3 0,002 mol/l con 30 ml de

Na3PO4 0,0005 mol/l. Kps Ag3PO4 es 1,8x10-18

. Demuestre su respuesta con cálculos.

R = si precipita el Ag3PO4

19. Se ha comprobado que 1,30x10-6 mol es la máxima cantidad de PbSO4 que puede

disolverse en 130 ml de solución de Na2SO4 1,1x10-3

mol/l. Se formará precipitado de

PbSO4 cuando se mezclan 20 ml de solución de Pb(NO3)2 2,0x10-4

mol/l con 80 ml de

solución de Na2SO4 1,0x10-4

mol/l. Demuestre su respuesta con cálculos.

R= no precipita el PbSO4

20. Se prepara una solución disolviendo 0,0010 mol de KBr y 0,0010 mol de K2CrO4 en

suficiente cantidad de agua para tener un volumen de un litro. Ahora, a esta solución se

le añade gota a gota una solución diluida de AgNO3 hasta q se forma un precipitado.

¿Precipitó AgBr o Ag2CrO4?. Kps AgBr es 5,0x10-13

y Kps Ag2CrO4 es 9,0x10-12.

Demuestre su respuesta con cálculos.

R= Precipitó AgBr

21. A una solución de 100 ml que contiene 15,7 g del ión Cl- se le agregan 150 ml de otra

solución que contiene 22,3 g del ión Br -. A la mezcla resultante se le añade lentamente

AgNO3 sólido. Suponer volumen constante. Calcular:

a) ¿qué solido precipita primero?

b) ¿Cuál es la concentración de los iones Ag+ en la solución cuando comienza a

precipitar el segundo sólido por el agregado continuo de AgNO3 sólido. Kps AgCl

es 1,0x10-10

y Kps AgBr es 5,0x10-13.

Demuestre su respuesta con cálculos.

R= no precipita ninguno de los dos compuestos.

22. A 1 litro de solución que contiene 1 mol de NH4OH y 2 mol de NH4Cl se añade MgCl2

sólido. ¿Cuál es la mínima concentración de ión Mg+2

que producirá la precipitación del

Mg(OH)2. Kb NH4OH es 1,8x10-5

: Kps Mg(OH)2 es 3,4x10-11

R= [Mg+2

]: 0,420 mol/l

23. Poco a poco se añade nitrato de plata a una disolución que tenga iones Cl- y iones Br

- en

concentración 0,020 mol/l para cada ión. Calcule la concentración de Ag+ que se

necesita para iniciar la precipitación del AgBr y b) la precipitación del AgCl. Kps

AgBr= 7,7x10-13

y Kps AgCl = 1,6x10-10

REFERENCIAS

- Chang, R. (1999). Química. México: Mc Graw Hill. Sexta edición.

- Organero, J. (2002) Equilibrio de Precipitación. Disponible en:

http://www.quimicafisica.es/

- Queirolo, A (2005). Nociones de producto de solubilidad. Disponible en:

http://cabierta.uchile.cl/revista/25/articulos/pdf/edu1.pdf

- Rodríguez, H (2001). Problemas de Equilibrio iónico. Universidad de Oriente,

Química II. Puerto La Cruz