Tema: Equilibrio De Solubilidad: Docente: __________

Tema: Equilibrio de Solubilidad Docente: __________ 2018-1 IV III

Equilibrio de Solubilidad

Orientaciones • Revise y practique ejercicios de concentración de soluciones • Revise el concepto de solubilidad • Vea el video solubility equilibrium

Contenidos temáticos • • • • • •

Solubilidad Producto de solubilidad Kps Predicción de la precipitación Volumetría por precipitación Método de Mohr Método de Volhard

Solubilidad

• Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g). • La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad).

Reglas de Solubilidad • Las sales generalmente son más solubles en agua CALIENTE (Gases son más solubles en agua FRIA) • Las sales de Metales alcalinos son muy solubles en agua. NaCl, KOH, Li3PO4, Na2SO4 etc... • Las sales de Amonio son nuy solubles en agua. NH4Br, (NH4)2CO3 etc… • Las sales que contienen el ion nitrato, NO3-, son muy solubles en agua. Ca(NO3)2 , Pb(NO3)2 , etc • La mayoría de sales de Cl-, Br- y I- son muy solubles en agua - excepciones son sales que contienen Ag+ and Pb2+. sales solubles : FeCl2, AlBr3, MgI2 etc... sales “insolubles” : AgCl, PbBr2 etc... Q.F. Danilo Barreto

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Gráficas de la solubilidad de diferentes sustancias en agua • Como vemos, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

Disolviendo una sal “Insoluble” • Una sal es un compuesto ionico generalmente un cation metálico unido a un anión no-metal ico. • La disolución de una sal es un ejemplo de un equilibrio • Los cationes y aniones se atraen unos a otros en la sal. • Ellos también son atraidos hacia las moléculas de agua. • Las moléculas de agua empiezan a extraer algunos de estos iones de los cristales de la sal. Q.F. Danilo Barreto

• Al principio, el único proceso que ocurre es la disoluciòn de la sal disociacion de la sal en sus iones.

• Sin embargo, pronto los iones flotando en el agua empiezan a chocar con los cristales de la sal y “devueltos” a la sal. (precipitacion) • Eventualmente la velocidad de disociacion es igual a la velocidad de precipitación.

• La solucion ahora está “saturada”. Ha alcanzado el equilibrio.

Q.F. Danilo Barreto

¿Cómo se cuantifica la solubilidad? • Los valores de solubilidad se encuentran en tablas (g%, g/L, S (mol/L). • Solubilidad Molar(S): con la masa molecular de S sabemos los moles x L. • Las sales iónicas que son ligeramente solubles se suele cuantificar su solubilidad mediante el estudio del siguiente equilibrio:

MX (s)  M+(ac) + X-(ac)

K [MX] = [M+] [X-] = Kps Constante del producto de solubilidad

Kps = [M+] [X-] PRODUCTO DE SOLUBILIDAD de 1 compuesto iónico 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.

Solubilidad Molar • La solubilidad es la cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solución – a una temperatura particular

• La solubilidad molar es el número de moles de soluto que se disolverá en un litro de solución “La molaridad del soluto disuelto en una solución saturada” AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac) S S Kps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2 Ca3(PO4)2(s)  Equilibrio:

3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac); 3S 2S

Kps = [Ca2+]3[PO43-]2 Kps = [3S]3[2S]2

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Relación entre solubilidad y producto de solubilidad Disolución saturada de una sal Ej.: Solubilidad del CaF2 en agua

CaF2 ( s) Molaridades Iniciales

Ca (ac)  2F  (ac) [Ca 2 ] [ F  ]

0 s s

( s )

Cambios

2

Equilibrio

K ps,298  5,3 109

0 2s 2s

2 [Ca2 ]eq [ F  ]eq  K ps

s  2s   K ps ; 4s  K ps ; 2

3

s   K ps 4 

1/3

s  1,1103 M

Precipitacion • La precipitacion ocurrirá cuando las concentraciones de los iones excedan la solubilidad del compuesto ionico. • Si comparamos el valor, Q, para las concentraciones de la solucion con el valor de Kps, podemos determinar si ocurrirá la precipitación. – Q = Kps, la solución está saturada, no precipitará – Q < Kps, la solución está insaturada, no precipitatará – Q > Kps, la solución precipitará

• Algunas soluciones con Q > Kps no precipitan a menos que se les perturbe – estas soluciones son llamadas sobresaturadas. Q.F. Danilo Barreto

Kps y Q

Otros ejemplos de sales poco soluble: CaF2(s)

 Ca2+(ac) + 2F-(ac)

Kps = [Ca2+][F-]2

Ag2CrO4(s)  2Ag+(ac) + CrO42-

Kps = [Ag+]2[CrO42-]

Ca3(PO4)2(s)  3Ca2+(ac) + 2PO43-

Kps = [Ca2+]3[PO43-]2

Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico “Q” Por ejemplo; consideremos el AgCl: Q = [Ag+]o[Cl-]o Donde: [Ag+]

y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio (sistema NO SATURADO) o

Predicción de las Reacciones de Precipitación El oxalato de calcio, Ca C2O4,

principal

componente de los cálculos, tiene un Kps de 2.3 10-9 (muy insoluble). La concentración en la sangre de Ca+2 es de 5 10-3 M. Los iones oxalato están en la lechuga y otros vegetales y al contacto con el calcio precipitan formando los cálculos. Es necesario evitar en la dieta estos vegetales para quien tiene problemas de esta índole

Para las sales poco solubles se pueden dar las tres siguientes situaciones: Q < Kps Q = Kps Q > Kps

Disolución insaturada Disolución saturada “equilibrio” Disolución sobresaturada

(No precipita) (No precipita) (Precipita)

Ejemplo  Ej. Al mezclar 5 ml de NaCl 10-3 M con 50 ml de AgNO3 10-5 M. a) ¿Precipitará el AgCl? Rep:

[Cl-]o = 10-3x5/55 = 9,09x10-5 M [Ag+]o = 10-5x50/55 = 9,09x10-6 M Q = [Cl-]o[Ag+]o Q = 9,09x10-5x9,09x10-6 = 8,3x10-10 Q > Kps

“hay precipitación”

Ejemplo Para el AgI a 25°C, el Kps es 8.3x10-17, calcule la [Ag+] y [I-]

Kps = [Ag+][I-] = 8,3x10-17 [Ag+] = [I-] = (8,3x10-17)1/2 = 9,11x10-9

Sí [Ag+] y [I-] son menores a 9x10-9 no habrá precipitación de AgI

EFECTO DEL IÓN COMÚN Adición de I-

PbI2 (s)



Pb2+ (ac) + 2I- (ac) El equilibrio se desplaza para formar más PbI2

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

EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA SOLUBILIDAD Como se sabe Kps es una constante de equilibrio y la precipitación se cumple siempre que el producto ionico Q > Kps. 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 > Kps. Para reestablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, hasta que 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.

Q.F. Danilo Barreto

Ejercicio: Calcule la solubilidad de AgCl en: a) una solución 10-3 M de AgNO3 b) en agua pura (dato: KpsAgCl= 1,8x10-10)

Resp 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 b) Kps = [S][S]= S2  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. Q.F. Danilo Barreto

El pH y la Solubilidad

Mg(OH)2 (s)  Mg2+(ac) + 2 OH-(ac) s 2s

Veamos, Kps = [Mg+2][OH-]2 = 1.2 10-11 Kps = (s) (2s)2 = 4s3 4s3 = 1.2 10-11 s = 1.4 10-4 M Luego en el equilibrio, [OH-] = 2· 1.4 10-4 M = 2.8 10-4 M  pOH = 3.55  pH = 10.45

En resumen Mg(OH)2 (s)  Mg2+(ac) + 2 OH-(ac) 2H+ (ac) + 2OH-(ac)  2 H2O (l) Mg(OH)2(s) + 2 H+ (ac)  Mg+2 (ac) + 2 H2O (l)

Como vimos un pH = 10.45 es lo que tenemos en nuestra solución; un menor pH Aumenta la disolución del hidróxido; un mayor pH, la disminuye.

Q.F. Danilo Barreto

Q.F. Danilo Barreto

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