Equilibrios solubilidad o de precipitación

Reacciones de precipitación

ÍNDICE

1.- Conceptos básicos

2.- Producto de solubilidad

3.- Ejercicios

4.- Factores que afectan a la solubilidad

CONCEPTOS BÁSICOS

velociddisolución = velocidcristalización

Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada.

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Þ Equilibrio de solubilidad

Solubilidad de un soluto en un disolvente dado:Cantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada en una cantidad dada de disolvente.

ßMáxima cantidad de soluto que puede disolverse en unacantidad fija de disolvente.

[p.ej. NaCl en agua a 0ºC Þ s = 35.7 g por 100 mL agua]

Si disolvemos menos cantidad ß

disolución no saturadas

gramos soluto / 100 mL disolventegramos soluto / L disoluciónmoles soluto / L disolución (Molar)

Sólidosiónicos

cristalinos

• Solubles (s ³ 2×10-2 M)• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 2×10-2 M)• Insolubles (s £ 10-5 M)

Sal formada porSolubilidad

Anión Catión

Todos Alcalinos Solubles

NO3- Casi todos Solubles

Cl-Ag+ , Pb2+ Insolubles

Resto Solubles

SO42-

Ca2+, Ba2+, Pb2+ Insolubles

Resto Solubles

S2-Alcalinoterreos Solubles

Resto Insolubles

PbI2 (s) « Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)

• Dinámico• Heterogéneo• Reacción directa: disolución• Reacción inversa: precipitación

Reacciones de precipitación: Aquéllas quedan como resultado la formación de unproducto insoluble.

Precipitado: Sólido insoluble que se formapor una reacción en disolución.

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD2

[Concentraciones en el equilibrio] Producto desolubilidad

Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:Depende de la estequiometría de la sal

AgCl (s) « Ag+ (aq) + Cl- (aq)

[ ]o - -[ ]eq s s

KPS = [Ag+][Cl-] = s2

PSKs

KPS = [Ag+][Cl-]

KPS = s2PSKs

Bi2S3 (s) « 2 Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)

2 s 3s

KPS = [Bi3+]2 [S2-]3 KPS = (2s)2 (3s)3 = 108 s5

Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:Depende de la estequiometría de la sal

BaCl2 (s) « Ba2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

s 2s

KPS = [Ba2+] [Cl-]2KPS = (s) (2s)2 = 4s3 3 PS

4Ks

5 PS

108Ks

Kps [Catión] [Anión] relación

AgCl [Ag+] [Cl-] s s Kps = s2 ; s = (Kps)1/2

BaSO4 [Ba+2] [SO4=] s s Kps = s2 ; s = (Kps)1/2

Ag2CO3 [Ag+]2 [CO3=] 2s s Kps =4 s3 ; s = (Kps/4)1/3

PbF2 [Pb+2][F-]2 s 2s Kps =4 s3 ; s = (Kps/4)1/3

Al(OH)3 [Al3+][OH-]3 s 3s Kps =27 s4 ; s = (Kps/27)1/4

Ca3(PO4)2 [Ca2+]3[PO43-]2 3s 2s Kps =108 s5 ; s = (Kps/108)1/5

Calcula la solubilidad del hidróxido de cobre II, sabiendo que Kps= 2.2 10-20

Cu(OH)2 (s) Cu+2(ac) + 2 OH-(ac) inicio 0 0equilibrio s 2s

Kps = [Cu+2][OH-]2

2.2 10-20 = (s) (2s)2=4 s3

s = = 1.8 10-7 M

solubilidad Cu(OH)2 = 1,8 10 –7 mol Cu(OH)2 97,57 g Cu(OH)2 = 1,8 10–5 g/L 1 L 1 mol Cu(OH)2

3√ 2.2.10− 20

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Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones quepueden formar una sal insoluble.¿Cómo saber si se formará precipitado?

Q = KPS Þ Equilibrio : disolución saturada

Q > KPS Þ Se desplaza hacia la izquierda : precipita

Q < KPS Þ No precipita : disolución no saturada.

Calculamos Q, con las concentraciones iniciales de cada uno de los iones de la sal

FACTORES QUE AFECTAN A LASOLUBILIDAD.4

4.1. Efecto de la temperatura

Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio.

• Si DHºdis > 0 (endotérmica) Þ si T ­ : KPS ­y s ­• Si DHºdis < 0 (exotérmica) Þ si T ­ : KPS ­y s ­

AB (s) « A+ (aq) + B- (aq) DHºdis = ?

En general:- los sólidos son más solubles en agua caliente y,- los gases son más solubles en agua fría

4.2. Efecto del ión común

La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuyeen presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.

PbI2 (s) « Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) ® K+ (aq) + I- (aq)

Ión común

s (PbI2 en agua) = 1.2×10-3 Ms (PbI2 en una disolución 0.1 M de KI) = 7.1×10-7 M

Calcula la solubilidad del AgCl (Kps = 1,6 10-10) en una solución de AgNO3 6,5 10-3 M

1º Tenemos en solución Ag+, Cl-, NO3-, pero este último es siempre muy soluble, para estos efectos es un ion espectador 2º El AgNO3 es un electrolito fuerte, se disocia totalmente,AgNO3 (s) ® Ag+ (ac) + NO3-(ac) 6,5 10-3 M 6,5 10-3 MSea s la solubilidad del AgCl en la disolución de AgNO3

AgCl (s) ® Ag+ (ac) + Cl-(ac)inicio 6,5 10-3 0,0 equilibrio 6,5 10-3 + s s

3º Kps =[Ag+][Cl-] 1,6 10-10 = (6,5 10-3 + s) (s)

Como el AgCl es poco soluble y en presencia del ion común (Ag+) lo será aún mucho menos; entonces hacemos s 0 y (6,5 10-3 + s) 6,5 10-3

1,6 10-10 = (6,5 10-3 ) (s)

s = 2,5 10-8 M

4.3. Efecto del pH

Mg(OH)2 (s) « Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Si el pH se hace más ácido Þ menor [OH-] Þ Þ el equilibrio se desplaza a la derecha Þ mayor solubilidad.

Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente carácter básico.

CaF2 (s) « Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)

F- (aq) + H2O (l) « HF (aq) + OH- (aq)

La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumentaconforme el pH disminuye.

Aplicación: Formación de caries

Esmalte dental: hidroxiapatita

Ca10(PO4)6(OH)2 (s) « 10 Ca2+ (aq) + 6 PO43- (aq) + 2 OH- (aq)

Si añado F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s) que resistemejor el ataque de los ácidos.

Otros fenómenos:* Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos* CO2 de la respiración: deterioro de estalactitas y estalagmitas

3.4. Formación de iones complejos.

Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis.La unión de un ión metálico con una (o más) bases de Lewis seconoce como ión complejo.

Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) « Ag(NH3)2+ (aq)

Ión complejo

p.ej.: La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobrela solubilidad del AgCl, que aumenta mucho.

AgCl (s) « Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Precipitado AgCl (s)

Disolución saturada: Ag+(aq) y Cl- (aq)Disolución

Ag(NH3)2+ (aq) y Cl- (aq)