Unidad 12_equilibrio de Solubilidad

UdeC/ FCQ/M E König Unidad 12

1

Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas

Química General para Ingeniería

Unidad 12

Tema: Equilibrios de solubilidad


2

Unidad 12. Equilibrios de compuestos iónicos ligeramente solubles.

• Solubilidad. • Reacción de disolución. Constante de producto

de solubilidad, Kps.• Factores que afectan el equilibrio de

solubilidad. • Reacción de precipitación.• Precipitación selectiva.• Interconversión de precipitados.• Disolución de precipitados.


3

En esta unidad se estudiarán los equilibrios de solubilidad de compuestos iónicos poco solubles o muy poco solubles.

Muchas de las reacciones químicas que involucran a estos compuestos tienen aplicaciones importantes en diversos ámbitos:laboratorios de investigación y de análisis químico, procesos industriales, área de la salud, naturaleza y ambiente, etc.


4

Solubilidad.

Solubilidad, s: es la cantidad máxima de una sustancia que se disuelve en una cantidad especificada de disolvente a T y P fijas.

Solubilidad depende de:• naturaleza de soluto• naturaleza del disolvente• temperatura • presión (en el caso de disolver gases)


5

La solubilidad => concentración máxima de la solución a T (P).

La solución que tiene la concentración máxima se denomina solución saturada.

SoluciónsaturadaSolución

saturada

T, P

Si se añade más soluto éste permanece sin disolverse.


6

Reacción de disolución. Constante de pro-ducto de solubilidad, Kps.

Todas las sustancias se disuelven hasta que la solución se satura.El proceso de disolución, a T y P, de un soluto iónico sólido en agua se representa por:

soluto (s) + agua(l) catión (ac) + anión(ac)

o simplemente:

soluto (s) catión(ac) + anión(ac)ac


7

Las soluciones saturadas en presencia de soluto sin disolver (como el caso que muestra la figura) establecen equilibrio entre el soluto sin disolver y la solución.

Catión(ac)

Anión(ac)

T, P Este equilibrio corresponde al de la reacción:

soluto (s) = catión(ac) + anión(ac)

soluto(s) sin disolver


8

La reacción de disolución:

soluto (s) = catión(ac) + anión(ac)

tiene una constante de equilibrio que se denomina “constante de producto de solubilidad” y se designa Kps.

Como el soluto es poco o muy poco soluble, la reacción de disolución está poco desplazada hacia los productos, en consecuencia el valor de Kps ( a T) siempre es pequeño.


9

Ejemplos.Reacción Kps a 25°C

BaCO3(s) = Ba2+(ac) + CO32-(ac) 8,1 x 10-9

AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) 1,6 x 10-10

AgI(s) = Ag+(ac) + I-(ac) 8,3 x 10-17

Ca3(PO4)2(s) = 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac) 1,2 x 10-26

Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3OH-(ac) 1,8 x 10-33

CuS(s) = Cu2+(ac) + S2-(ac) 6,0 x 10-37

Ag2S(s) = 2Ag+(ac) + S2-(ac) 6,0 x 10-51


10

Ejemplos de expresiones de Kps.

AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps = 1,6 x 10-10

Kps = [Ag+][Cl-] = 1,6 x 10-10

Ca3(PO4)2(s) = 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac)

Kps = [Ca2+]3 [PO43-]2 = 1,2 x 10-26

Ag2S(s) = 2Ag+(ac) + S2-(ac) Kps = 6,0 x 10-51

Kps = [Ag+]2[S2-] = 6,0 x 10-51


11

Relación entre Kps y solubilidad.Ejemplos.1) Sea “s” la solubilidad (en moles/L) de

AgCl(s) en agua a 25°C. ¿Qué relación tiene “s” con Kps?

Si la solubilidad es s => los moles/L de cloruro de plata disueltos son s, y éstos dan origen a

s (mol/L) de Ag+(ac) y s(mol/L) de Cl-(ac)

exceso de AgCl(s) sin disolver


12

El equilibrio se alcanza a través de la reacción de disolución:

AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac)M i) a 0 0M c) -s s sM eq) a – s s s

Luego: Kps=[Ag+][Cl-]

Kps = s2

Tanto [Ag+] como[Cl-] miden la solubilidad delAgCl.


13

2) Sea “s” la solubilidad (en moles/L) de Cu(OH)2(s) en agua a 25°C. ¿Qué relación tiene “s” con Kps?

Reacción:Cu(OH)2(s) = Cu2+(ac) + 2OH-(ac)

M i) a 0 0M eq) a – s s 2s

Kps = [Cu2+][OH-]2

Kps = s (2s)2 Kps = 4s3

Sólo [Cu2+]mide la solubilidaddel Cu(OH)2.


14

La relación entre solubilidad y Kps cambia con la estequiometría de la reacción de disolución:

Catión : Anión

Kps = s2

Kps = 4 s3

Kps = 27 s4

Kps = 108 s5

1:12:1 ó 1:21:3 ó 3:12:3 ó :2

Relación entre Kps y s

Coeficientes estequiométricos

verificar


15

Cálculos de Kps y de solubilidad.

I) Determinación de Kps a partir de valor de solubilidad.

Problema 1.La solubilidad del sulfato de plomo en agua a 25°C es 4,25 x 10-3 g/100 mL de solución. Calcule el valor de Kps del sulfato de plomo a 25°C.


16

Solución.s = 4,25x10-3 g/100 mL => s = 0,0425 g/LM PbSO4 = 303,3 g/mols = (0,0425 g/L)/303,3 g/mol = 1,40 x 10-4 mol/L

Reacción:PbSO4(s) = Pb2+(ac) + SO4

2-(ac)M i) a 0 0M eq) a – s s s

Kps= [Pb2+][SO42-] = s2 = (1,40x10-4)2 = 1,96x10-8


17

Cuando se agita fluoruro de plomo en agua a 25ºC, se encuentra que la [F-] en la solución saturada es 5,2x10-3 mol/L.Calcule el valor de Kps del fluoruro de plomoa 25ºC.

Problema 2.


18

Solución.Reacción:

PbF2(s) = Pb2+(ac) + 2 F-(ac)M i) a 0 0M eq) a – s s 2s

[F-] = 2s = 5,2x10-3 mol/LPor tanto s = [Pb2+] = 2,6x10-3 mol/L y Kps= [Pb2+][F-]2 = 4s3 = 4x(2,6x10-3)3 = 7,03x10-8


19

II) Cálculo de solubilidad a partir de valor de Kps .

Problema 3.El hidróxido de calcio (cal apagada) es una parte principal del mortero, el yeso y el cemento. Las soluciones de Ca(OH)2 se usan en la industria como una base fuerte barata.

Calcule la solubilidad de Ca(OH)2 en agua si su Kps es 6,5x10-6 a 25ºC. Exprese la solubilidad en g/100 mL.


20

Ca(OH)2(s) = Ca2+(ac) + 2OH-(ac)M i) a 0 0M eq) a – s s 2s

Kps = 4s3 = 6,5 x 10-6

M 1018,14105,6 23

6−

−

×=×

=s

s = 1,18x10-2 mol/L x 74,0 g/mol = 0,87 g/L

s = 0,087 g/100 mL

Solución.


21

Una suspensión de Mg(OH)2(s) en agua se vende como “leche de magnesia” para aliviar trastornos estomacales menores provocados por la acidez. La [OH-] es muy baja como para lastimar la boca y garganta, pero la suspensión se disuelve en los jugos estomacales ácidos, neutralizándolos.¿Cuál es la solubilidad molar del Mg(OH)2 en agua pura a 25ºC? Kps Mg(OH)2 = 6,3x10-10 a 25ºC.

Resp.: 5,4x10-4 M

Problema 4. (Tarea)


22

Uso de valores de Kps para comparar solubilidades.

Los valores de Kps permiten comparar solubilidad relativa, en tanto se comparen compuestos que generan el mismo número total de iones.En tales casos, mientras mayor sea Kps mayor es la solubilidad del compuesto.

7,2x10-3

8,7x10-5

1,9x10-4

1,4x10-5

s (mol/L)

1,5x10-6

2,6x10-12

1:22:1

BaF2

Ag2CrO4

33

3,5x10-8

2,1x10-10

1:11:1

MgCO3

BaCrO4

22

KpsCatión : aniónFórmulaNº de iones


23

Factores que afectan el equilibrio de solubilidad.

I) Efecto de un ion común (en la solubilidad).

La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de un compuesto poco soluble.

Ejemplo:La solubilidad de BaF2 en una solución que con-tiene iones Ba2+ o iones F- es menor que la solubi-lidad en agua pura. (Principio de LeChâtelier).


24

Calcule la solubilidad de Al(OH)3 a 25ºC en:a) agua (pura)b) solución 0,10 M de AlCl3c) solución 0,10 M de NaOH

Kps Al(OH)3 = 1,8 x 10-33

Problema 5.


25

a) en agua:Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3 OH-(ac)

M i) a 0 0M eq) a – s s 3s

27 s4 = 1,8 x 10-33

Solución.

s = 2,9 x 10-9 M


26

b) en solución 0,10 M de AlCl3:Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3 OH-(ac)

M i) a 0,10 0M eq) a – s 0,10 + s 3s

(0,10 + s)(3s)3 = 1,8 x 10-33

se espera que este “s” sea menor que 2,9x10-9 M

Solución.

s = 8,8 x 10-12 M


27

c) en solución 0,10 M de NaOH:Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3 OH-(ac)

M i) a 0 0,10M eq) a – s s 0,10 + 3s

s(0,10 + 3s)3 = 1,8 x 10-33

Este valor de “s” debe ser más pequeño que los anteriores.

Solución.

s = 1,8 x 10-30 M


28

Análisis de resultados: A pesar que la concentración del ion Al3+ y la del ion OH- es la misma, la disminución que produce el ion OH- en la solubilidad es mayor que la que produce el ion Al3+.

Puesto que en: Kps = [Al3+] [OH-]3

la [OH-] afecta en potencia 3, en cambio la [Al3+] , afecta en primera potencia.


29

Problema 6.Ordene en forma creciente la solubilidad de BaSO4 en:

1) BaCl2 0,05M 2) agua 3) NaCl 0,05 M4) Na2SO4 0,05 M5) Ba(NO3)2 0,10M


30

BaSO4(s) = Ba2+(ac) + SO42-(ac)

Solución.

Ba2+ 0,05 M

SO42- 0,05 M

Ba2+ 0,10 M

ionsi - noSí NoNoSíSí

1) BaCl2 0,05 M 2) agua 3) NaCl 0,05 M4) Na2SO4 0,05 M5) Ba(NO3)2 0,10 M

Solubi-lidad

Efecto de ion comunBaSO4(s) se disuelve en:

Solubilidad: 5) < 4) = 1) < 2) = 3)


31

II) Efecto del pH en la solubilidad.

La concentración de ion H+ puede tener un efecto muy marcado sobre la solubilidad de un compuesto iónico.

Si el compuesto contiene el anión de un ácido débil, la adición de un ácido fuerte (H+) aumenta su solubilidad.

(Le Châtelier)


32

Ejemplo.

H+

Ca2+

CO32- Ocurren reacciones

ácido - base

Cosidérese una solución saturada de carbonato de calcio.El equilibrio de disolución es:

CaCO3(s) = Ca2+(ac) + CO32-(ac)


33

CO32-(ac) + H+(ac) HCO3

-(ac)

HCO3-(ac) + H+(ac) H2CO3(ac)

H2CO3(ac) CO2(g) + H2O(l)

CaCO3(s) = Ca2+ + CO32- HCO3

- H2CO3

+ H+ + H+

CO2(g) + H2O + Ca2+

La adición de ácido sobre carbonatos insolubles produce desprendimiento de CO2(g).


34

¿Qué efecto produce la adición de H+(ac) sobre una solución saturada en AgCl?

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

NINGUN efecto puesto que el Cl- es base conjugada de ácido fuerte.El ion Cl- es base extremadamente débil.


35

Escriba las ecuaciones balanceadas para explicar si la adición de ácido nítrico afecta la solubilidad de:a) bromuro de plomo (II)b) hidróxido de cobre (II)c) sulfuro de hierro (II)

Problema 7.


36

Solución.El ácido nítrico => H+(ac) y NO3

-(ac)

a) PbBr2(s) = Pb2+(ac) + 2Br -(ac)Br - anión de ácido fuerte, no reacciona con H+

por tanto no se afecta la solubilidad de PbBr2.

b) Cu(OH)2(s) = Cu2+(ac) + 2OH-(ac)OH- base fuerte y reacciona con H+. Al consumirse los iones OH- aumenta la solubilidadde Cu(OH)2.


37

c) FeS(s) = Fe2+(ac) + S2-(ac)S2- anión del ácido débil HS-, por tanto ocurren las reacciones:

S2-(ac) + H+(ac) = HS-(ac)y HS-(ac) + H+(ac) = H2S(ac)

aumentando la solubilidad de FeS(s)

H+


38

Reacción de precipitación.

Se denomina reacción de precipitación de una sustancia poco soluble a la inversa de la reacción de disolución de dicha sustancia.

Ejemplos de reacciones de precipitación:1) Precipitación de AgCl(s):

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

910

ps

102,6106,11

]Cl][Ag[1

K1K ×=

×===

−−+


39

2) Precipitación de Cu(OH)2(s):

Cu2+(ac) + 2OH-(ac) = Cu(OH)2(s)

192022

ps

105,4102,21

]OH][Cu[1

K1K ×=

×===

−−+


40

El proceso de precipitación consiste en hacer reaccionar soluciones tales que cada una de ellas aporta uno de los iones que forman el compuesto poco soluble.

Ejemplos:Solución de AgNO3(ac) + solución de NaCl(ac)

puede pp AgCl(s)

Solución de Cu(NO3)2(ac) + solución de NaOH(ac) puede pp Cu(OH)2(s)


41

Condición de precipitaciónPara que ocurra la formación del sólido (precipitación) es necesario que el sistema satisfaga la condición de equilibrio.

Ag+ Cl-

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

precipita

no precipita

?

?

Ag+

Cl-


42

La reacción es:Ag+(ac) + Cl-(ac) = AgCl(s) y su condición de equilibrio es:

o bien:Kps = [Ag+][Cl-] = 1,6x10-10

¿Cómo saber si se cumple la condición de equilibrio? es decir, ¿cómo saber si se forma precipitado?

910

ps

102,6106,11

]Cl][Ag[1

K1K ×=

×===

−−+


43

• La condición de equilibrio se cumple cuando Q = Kps

• La reacción ocurre de R P cuando Q > Kps

Entonces con las concentraciones iniciales de los iones Ag+(ac) y Cl-(ac), se determina el valor de Qi:

Qi = [Ag+]i [Cl-]i


44

Si Qi > Kps habrá reacción de precipitación hasta que Q = Kps

Si Qi < Kps no hay pp

Si Qi = Kps la solución está justo en el punto de saturación (1 cristal del sólido).


45

Determine si se forma o no precipitado cuando se mezclan 0,100 L de Ca(NO3)2 0,30 M con 0,200 L de NaF 0,06 M.

Problema 8.


46

¿Qué compuesto podría precipitar?

Ca2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2F- = CaF2(s) + 2NO3

- + 2Na+

Podría pp CaF2 por ser poco soluble.

La reacción de pp sería:

Ca2+(ac) + 2F-(ac) = CaF2(s)

Solución.


47

Ca2+(ac) 0,30 MF-(ac) 0,06 M

[Ca2+]i = 0,10 M

[F-]i = 0,040 M

Qi =[Ca2+]i [F-]i2 = (0,10)(0,040)2 = 1,6 x 10-4

Qi debe compararse con valor de Kps de CaF2(s)


48

Kps de CaF2(s) = 4,0 x 10-11

Qi > Kps luego precipita CaF2.

Precipita CaF2 hasta que Q = Kps


49

Problema 9.Los fosfatos en aguas naturales frecuentemen-te precipitan como sales insolubles como el Ca3(PO4)2. Determine si en un río donde las concentraciones de Ca2+ y PO4

3- son 10-6 M y 10-7 M, respectivamente, precipita o no fosfato de calcio.Kps de fosfato de calcio = 1,2 x 10-29


50

Solución.

Para que pp Ca3(PO4)2 se debe cumplir que Q > Kps.Como la expresión de Kps = [Ca2+]3[PO4

3-]2

Q = [Ca2+]3río [PO4

3-]2río

Q = (10-6)3(10-7)2 = 10-32

Como Q < Kps => no precipita fosfato de calcio.


51

a) ¿Se formará algo de Ba(IO3)2(s) cuando se disuelven 6,5 mg de BaCl2 en 500 mL de NaIO3(ac) 0,033 M? Kps Ba(IO3)2 = 1,5x10-9

b) ¿Precipitará Ag2CrO4(s) si se agregan 15,0 mL de AgNO3(ac) 10-4M a 35,0 mL de K2CrO4(ac) 10-3 M?Kps Ag2CrO4 = 2,6x10-12.

Problema 10. (Tarea).


52

Precipitación selectiva.

Es posible separar uno o varios iones de otros iones presentes en una solución aprovechando las diferencias de las solubilidades de los compuestos que ellos forman con un ion precipitante dado.

Este proceso se conoce como “precipitación selectiva”


53

Ejemplo.Los compuestos AgCl, CuCl y PbCl2 son poco solubles y sus Kps son 1,6x10-10; 1,9x10-7 y 1,7x10-5, respectivamente.Desde una solución que contiene los iones Ag+, Cu+ y Pb2+, es posible separarlos precipitando selectivamente uno o dos de ellos con Cl-.


54

A la solución que contiene los tres iones se va agregando en forma controlada iones Cl-.

Se agrega Cl- (puede ser como NaCl(s))

[Ag+]i = 10-5 M[Cu+]i = 10-4 M[Pb2+]i = 10-1 M


55

Para que se inicie la pp AgCl(s) debe cumplirse que Q ≥ Kps de AgCl =>

[Ag+]i [Cl-]i ≥ 1,6 x 10-10

=> [Cl-]i ≥ 1,6 x 10-10/10-5

[Cl-]i ≥ 1,6 x 10-5 M

Para que se inicie la pp CuCl(s) debe cumplirse que Q ≥ Kps de CuCl =>

[Cu+]i [Cl-]i ≥ 1,9 x 10-7

=> [Cl-]i ≥ 1,9 x 10-7/10-4

[Cl-]i ≥ 1,9 x 10-3 M


56

Para que se inicie la pp PbCl2(s) debe cumplirse que Q ≥ Kps de PbCl2 =>

[Pb2+]i [Cl-]2i ≥ 1,7 x 10-5

=> [Cl-]i2 ≥ 1,7 x 10-5/10-1

[Cl-]i ≥ 1,3 x 10-2 M

A medida que se agrega el NaCl la concentración de Cl- en la solución empieza a aumentar. La primera condición de pp que se satisface es la del AgCl, pues ella es la que necesita la menor concentración de Cl-. El AgCl empieza a pp cuando [Cl-] = 1,6x10-5 M. Cuando Cl- alcance el valor de 1,3x10-2 M se inicia la pp de PbCl2(s) y en último lugar precipitaría el CuCl(s).


57

Resumen de los valores calculados:

1°2°3°

Orden de pp

1,6 x 10-5 M1,9 x 10-3 M1,3x10-2 M

[Cl-] mínima debe ser

[Ag+] = 10-5 M[Cu+] = 10-4 M[Pb2+] = 10-1 M

AgCl(s)CuCl(s)PbCl2(s)

en solución con

Para que precipite


Cl-

[Ag+] = 10-5 M[Cu+] = 10-4 M[Pb2+] = 10-1 M[Cl-] = 1,6x10-5 M

Se inicia pp de AgCl(s)

[Ag+]i = 10-5 M[Cu+]i = 10-4 M[Pb2+]i = 10-1 M

inicial Cl-

AgCl(s)

[Ag+] = 8,4x10-8 M[Cu+] = 10-4 M[Pb2+] = 10-1 M[Cl-] = 1,9x10-3 M

Se inicia pp de CuCl(s)[Ag+] = 1,2x10-8 M[Cu+] = 1,5x10-5 M[Pb2+] = 10-1 M[Cl-] = 1,3x10-2 M

AgCl(s) CuCl

Se inicia pp de PbCl2(s)

Cl-

1°

3°

2°

AgCl(s) CuCl(s) PbCl2(s)

[Ag+] = 1,6x10-9 M[Cu+] = 1,9x10-6 M[Pb2+] = 1,7x10-3 M[Cl-] = 10-1 M


59

Problema 11.

Se agrega controladamente AgNO3(s) a 0,500 L de una solución que contiene iones CN- 0,05 M y iones PO3

3- 0,05 M.a) ¿qué compuestos poco solubles pueden precipitar?b) Determine cuál de ellos precipita primero.c) Calcule la concentración del anión que precipita primero cuando se inicia la precipitación del otro compuesto.

(Similar a problema 13 guía de ejercicios)


60

Solución

a) ¿qué compuestos poco solubles pueden precipitar?Los iones presentes en la solución son CN- y PO4

3- y a éstos se agregan iones Ag+ y NO3-,

luego los compuestos que se podrían formar son AgCN y Ag3PO4 y debido a que ellos son poco solubles podrían precipitar como sólidos.

Para resolver se necesitan los valores de Kps: AgCN(s) Kps = 2,2x10-16

Ag3PO4(s) Kps = 2,6x10-18


61

b) Determine cuál de ellos precipita primero.

Las reacciones de precipitación son:Ag+(ac) + CN-(ac) = AgCN(s)

Kps = [Ag+][CN-] = 2,2 x 10-16

3Ag+(ac) + PO43-(ac) = Ag3PO4(s)

Kps = [Ag+]3[PO43-] = 2,6 x 10-18


62

Para que precipite AgCN debe cumplirse:

Q ≥ Kps => [Ag+][CN-] ≥ 2,2 x 10-16

[Ag+] ≥ 2,2 x 10-16/ 0,05[Ag+] ≥ 4,4 x 10-15 M

Para que precipite Ag3PO4 debe cumplirse:

Q ≥ Kps => [Ag+]3[PO43-] ≥ 2,6 x 10-18

[Ag+]3 ≥ 2,6 x 10-18/ 0,05[Ag+]3 ≥ 5,2 x 10-17

[Ag+] ≥ 3,7 x 10-6 M


63

Precipita primero el compuesto que requiere la concentración más baja de iones Ag+ , en este caso precipita primero AgCN(s).

c) Calcule la concentración del anión que preci-pita primero cuando se inicia la precipitación del otro compuesto.El anión del compuesto que precipita primero es el ion CN-, luego debe determinarse [CN-] = ?en el instante que se inicia la pp de Ag3PO4(s).


64

La pp de Ag3PO4(s) se inicia cuando la [Ag+] alcanza el valor 3,7 x 10-6 M y debido a que en el sistema ya hay AgCN precipitado, se debe satisfacer que:

[Ag+][CN-] = 2,2 x 10-16

luego [CN-] = 2,2 x 10-16 / 3,7 x 10-6

[CN-] = 5,9 x 10-11 M

Respuesta: Cuando empieza a pp Ag3PO4(s) la concentración de CN- es 5,9 x 10-11 M.


65

Determine el intervalo de pH que permite separar los iones Cu2+ y Fe3+ por precipitación de uno de los hidróxidos desde una solución que contiene Cu2+ 0,02 M y Fe3+ 0,02 M.

Cu(OH)2(s) Kps = 2,2 x 10-20

Fe(OH)3(s) Kps = 1,1 x 10-36

(Similar a problema 14 guía de ejercicios)

Problema 12.


66

Solución. Para separar es necesario que precipite uno de los hidróxidos y NO el otro.

OH-

filtración

Cu2+ 0,02 M

Fe3+ 0,02 M

OH-


67

Para que pp Cu(OH)2(s):[Cu2+][OH-]2 ≥ 2,2 x 10-20

[OH-] ≥ (2,2 x 10-20/0,02)1/2

[OH-] ≥ 1,0 x 10-9 M

Para que pp Fe(OH)3(s):[Fe3+][OH-]3 ≥ 1,1 x 10-36

[OH-] ≥ (1,1 x 10-36/0,02)1/3

[OH-] ≥ 3,8 x 10-12 M


68

El Fe(OH)3(s) es el primero que pp, debe ser el único que pp y debe pp la máxima cantidad posible para lograr la separación deseada.

• Para que pp el máximo de Fe(OH)3(s):[OH-] > 3,8 x 10-12 M

• Para EVITAR que pp Cu(OH)2(s):[OH-] < 1,0 x 10-9 M

Luego debe cumplirse que: 3,8 x 10-12 M < [OH-] < 1,0 x 10-9 M


69

Este intervalo de [OH-] debe expresarse como un intervalo de pH:

Cuando [OH-] > 3,8 x 10-12 M[H+] < 10-14/3,8 x 10-12

[H+] < 2,6 x 10-3 M => pH > 2,58

Cuando [OH-] < 10-9 M[H+] > 10-14/ 10-9

[H+] > 10-5 M => pH < 5,00

El intervalo de pH que permite la separación es: 2,58 < pH < 5,00


70

Precipitación de sulfuros.

Los sulfuros insolubles se precipitan usando H2 S(g)como agente precipitante.

Ejemplo: H2S(g)

Cu2+

CuS(s)


71

¿Cómo se generan iones S2-(ac) a partir del H2S(g)?H2S(g) = H2S(ac) K = 10-1 (a 25°C)

H2S(ac) = H+(ac) + HS-(ac) Ka1 = 10-7

HS-(ac) = H+(ac) + S2-(ac) Ka2 = 10-13

El cambio global es:H2S(g) = 2 H+(ac) + S2-(ac) K = 10-21

C25 a 10P

][S][HK 21

SH

-22

2

°== −+

2SH

21-2

][HP10

][S 2

+

− ×=

Luego:

de donde:


72

La [S2-] depende de Presión de H2S pH de la solución

A 25°C y presión de H2S = 1 atm:

10-19

10-15

10-11

10-17

10-1

1357

10etc.

[S2-] mol/LpH2

SH 21

-2

][HP10

][S 2

+

− ×=

1 atm


73

Problema 13.Determine si precipita o no sulfuro de níquel, NiS, cuando se burbujea H2S(g) a 1 atm en una solución 10-4 M en iones Ni2+ cuyo pH es 3,5.Kps de NiS = 10-29

H2S(g)1 atm

Ni2+ 10-4 MpH = 3,5

¿Precipita NiS ?


74

Para que pp NiS se debe cumplir que:Qi = [Ni2+]i [S2-]i sea mayor o igual a Kps de NiS.

Cálculo de [S2-]i :

con P de H2S = 1 atmpH = 3,5 => [H+] = 10-3,5 = 3,16x10-4 M

Reemplazando:

Luego Qi = 10-4 x 10-14 = 10-18

Qi > Kps entonces pp NiS.

2SH

21-2

][HP10

][S 2

+

− ×=

M10)10(3,16

110][S 1424-

21

-2 −−

=××

=


75

Interconversión de precipitados.

Las reacciones mediante las cuales una sustancia poco soluble (pp) se disuelve para formar otra sustancia poco soluble (pp), se conocen como reacciones de interconversión de precipitados.

Ejemplos.BaCO3(s) + Pb2+(ac) = Ba2+(ac) + PbCO3(s)

2 AgBr(s) + S2-(ac) = 2 Br -(ac) + Ag2S(s)

PbI2(s) + CrO42-(ac) = 2 I-(ac) + PbCrO4(s)


76

Las reacciones de interconversión de pp son útiles cuando se desea liberar un ion desde una especie poco soluble.

Para que la reacción ocurra su constante de equilibrio debe tener un valor por lo menos 102.


77

Ejemplo.2 AgBr(s) + S2-(ac) = 2 Br -(ac) + Ag2S(s)

Esta reacción se obtiene a partir de las reacciones:2 AgBr(s) = 2 Ag+(ac) + 2 Br -(ac) (KpsAgBr)2

2 Ag+(ac) + S2-(ac) = Ag2S(s) 1/Kps Ag2S

2 AgBr(s) + S2-(ac) = 2 Br -(ac) + Ag2S(s)K = (KpsAgBr)2/Kps Ag2S

Cálulo de K de una reacción de interconversión de pp.


78

K = (KpsAgBr)2/Kps Ag2S

Reemplazando los valores de Kps:

K = (5,0x10-13)2/8x10-48 = 3,1 x 1022

La reacción ocurre, prácticamente 100%

⇒Si se agrega solución de Na2S(ac) sobre AgBr(s) se forma Ag2S(s) y se libera hacia la solución el ion Br –(ac)


79

AgBr(s) es de color amarillo, Ag2S(s) es negro.

Na2S(ac)

AgBr(s) Ag2S(s)

Br -


80

Determine si las siguientes reacciones ocurren o no.a) 2 I-(ac) + PbCrO4(s) = PbI2(s) + CrO4

2-(ac)

b) Mg(OH)2(s) + Co2+(ac) = Mg2+(ac) + Co(OH)2(s)

Datos:

Problema 14.

2,3 x 10-13

7,9 x 10-9

6,3 x 10-10

1,3 x 10-15

PbCrO4

PbI2Mg(OH)2

Co(OH)2

Kpssustancia


81

Se deben determinar las K de las reacciones:a) 2 I-(ac) + PbCrO4(s) = PbI2(s) + CrO4

2-(ac)

K = Kps de PbCrO4 / Kps de PbI2

K = 2,3 x 10-13 / 7,9 x 10-9 = 2,9 x 10-5

El valor pequeño de K indica que la reacción no ocurre: NHR

Solución.


82

b) Mg(OH)2(s) + Co2+(ac) = Mg2+(ac) + Co(OH)2(s)

K = Kps de Mg(OH)2 / Kps de Co(OH)2

K = 6,3 x 10-10 /1,3 x 10-15

K = 4,9 x 105

El valor alto de K indica que la reacción ocurre, es decir el Mg(OH)2(s) se disulve al agregarle solución de iones Co2+ precipitando Co(OH)2(s) y liberando iones Mg2+.

Unidad 12_equilibrio de Solubilidad

Documents

Transcript of Unidad 12_equilibrio de Solubilidad