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" III. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EN SOLUCIÓN ACUOSA
Para hacer predicciones cuantitativas en compuestos pocosolubles en H2O se debe partir del equilibrio químico y de su
Producto de solubilidad.
El producto de solubilidad ³Kps´
Por ejemplo: consideremos el AgCl:
H2O
AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl-(ac)
K = [Ag+][Cl-] / [AgCl]
[AgCl ] = constante.
K ps = [Ag+
][Cl-
] en C.S.: 25ºC y 1atm.
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Otros ejemplos de sales poco soluble (Kps < 1):
CaF 2(s)' Ca2+
(ac) + 2F -
(ac) Kps = [Ca2+
][F -
] 2
Ag 2CrO4(s) ' 2Ag +(ac) + CrO42- Kps = [Ag + ] 2 [CrO4
2- ]
Ca3(PO4 )2(s)' 3Ca2+(ac) + 2PO43- Kps = [Ca2+ ] 3 [PO4
3- ] 2
Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico ³Q´
Por ejemplo; consideremos el AgCl:
Q = [Ag+]o[Cl-]o
Donde:
[Ag+]o y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio
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Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)
Q = Kps Disolución saturada ³equilibrio´ (No precipita)
Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)
Para las sales poco solubles se pueden dar las tres siguientessituaciones:
� La solubilidad Molar ³S´: Son los moles de soluto disuelto por
litro de solución: mol/L.
�La S se puede utilizar para determinar el Kps y
viceversa.
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Resp: PM = 107,9+35,45=143,35 g/mol
S = 1,92x10-3 /143,35 = 1,34x10-5 mol/L (molar)
Ejercicio 1. Si la solubilidad del AgCl es 1,92x10-3 g/L. Calcule el
Kps de este compuesto. Datos, P.A: Ag = 107,9 y Cl = 35,45 u.m.a.
AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl-(ac)
S S
K ps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2
K ps = 1,8x10-10
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Ca3(PO4 )2(s) ' 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac);
Equilibrio: 3S 2S
� Ejercicio 2. El K ps del Ca3(PO4)2 es 2,1x10-26. Calcule la
solubilidad molar (S) de la sal.
K ps = [Ca2+]3 [PO43-]2
K ps = [3S]3[2S]2
2,1x10-26 =108S5
S = 5�(1,94x10-28)
S = = 2,87x10-6
M
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�Ejercicio3 Se dispone de una solución que contiene iones:Cl-, Br- y CrO4
2- en una concentración de 0,01 M y se agrega
lentamente sobre esta solución AgNO3, considerando que no
hay cambio de volumen:
" SEPARACIÓN DE IONES POR PRECIPITACIÓN FRACCIONADA
Las soluciones salinas en ocasiones es conveniente separarlas en
sus iones constituyentes. Se puede realizar esta separación mediante
la utilización de un reactivo especifico ó por ajuste del pH de la
solución (como se verá más adelante).
a) Que anión precitita primero.
b) cual es la concentración del primer anión cuando comienza a
precipitar el segundo.
c) que % de los dos primeros aniones ha precipitado cuando
comienza a precipitar el tercer anión.
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b) [Br-] = K psAgBr /1,8x10-8 = 4,3x10-5 M
Datos: Kps AgCl =1,8x10-10 , Kps AgBr =7,7x10-13 , Kps Ag2CrO4=1,2x10-12
Resp:a) Cl-; [Ag+] = K psAgCl /0,01 = 1,8x10-10/0,01 = 1,8x10-8 M ( pp. 2º)
Br-; [Ag+] = K psAgBr /0,01 = 7,7x10-13/0,01 = 7,7x10-11M ( pp. 1º)CrO4
2-; [Ag+] = �(K psAg2CrO4 /0,01) = 1,1x10-5 M ( pp. 3º)
Por lo tanto; Precipita primero Br-
c) [Br-] = KpsAgBr /1,1x10-5 = 7x10-8 M
(0,01-7x10-8 )/(0,01)x100 = 99,9993 % pp. de Br-
[Cl-] = KpsAgCl /1,1x10-5 = 1,6x10-5 M;
(0,01-1,6x10-5)/(0,01)x100 = 99,84 % pp. de Cl-
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Por ejemplo, suponiendo que se agrega AgNO3 a una disolución
saturada de AgCl, aquí el ion común de las sales es Ag+. El
incremento de [Ag+] producirá que Q > K ps. Para reestablecer elequilibrio, precipitará una parte de AgCl, hasta que Q = K ps.
EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA SOLUBILIDAD
Como se sabeK ps es una constante de equilibrio y la precipitaciónse cumple siempre que el producto ionico Q > Kps .
Como conclusión el efecto del ion común es una disminución de la
solubilidad de la sal (AgCl) respecto a la que tiene en agua pura.
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R esp a) Equilibrio: AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl-(ac)
S +10-3
S Kps = [S][S+10-3 ] } [S][10-3 ] (C/Kps << 400)
S=1,8X10-7 M
Ejercicio 4. Calcule la solubilidad de AgCl en:
a) una solución 10-3 M de AgNO3
b) en agua pura(dato: K psAgCl= 1,8x10-10)
b) Kps = [S][S]= S 2 S = � Kps=� 1,8X10-10 = 1,34X10-5 M
1,34x10-5/1,8x10-7 = 74
Por lo tanto: AgCl es 74 veces más soluble en agua pura que en una
solución 10
-3
M de AgNO3 .
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Ej 5. Fe(OH)2(s)' Fe2+ + 2OH- K ps = 1,6x10-14
S 2S
K ps = [Fe2+][OH-]2 = [S][2S]2 = 1,6x10-14
S= 1,6x10-5
M[OH-]=2S= 2x1,6x10-5 M= 3,2X10-5 M
pOH = 4,5 pH = 14-4,5 = 9,5
pH = 9,5.
" IV. EL EFECTO DEL pH SOBRE LA SOLUBILIDADLa solubilidad de muchas sustancias también depende del pH de la
disolución. Sustancia tales como bases y ácidos pocos solubles se pueden
disolver más en medios ácidos y básicos respectivamente.
Por lo tanto , en un medio que tenga un pH < 9,5 la solubilidad del
Fe(OH)2 debe aumentar , ya que aumenta [H+] y disminuye [OH-]
(Kw=[H][OH] = 10-14 ). En consecuencia la [Fe2+] aumenta. Por la
misma razón al aumentar el pH de la solución la solubilidad del
Fe(OH)2 debe disminuir.
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Ej 5.2 cuanto disminúye la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 10
Resp. pH = 10 pOH = 14-10 = 4, [OH-] = 10-4 M Kps = [Fe2+ ][OH - ]2 = [S][10-4 ]2 = 1,6x10-14
S = 1,6X10-6 M
1,6X10-6 / 1,6X10-5 = 1/10 veces.
Disminuye 10 veces.
Ej 5.1 cuanto aumenta la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 9
R esp pH = 9
pOH = 14-9 = 5, [OH
-
] = 10-5
M
K ps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-5]2 = 1,6x10-14
S = 1,6X10-4 M
Aumenta: 1,6X10-4 / 1,6X10-5 = 10 veces.