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Kps de sustancias comunes Tabla de productos de solubilidad Fuente

Compuesto

Fórmula

Kps

Temperatura

(leyenda más abajo)

Hidróxido de aluminio anhidro

Al(OH)3

20 °C

–33

1.9×10

–34

Hidróxido de aluminio anhidro

Al(OH)3

25 °C

3×10

Hidróxido de aluminio trihidrato

Al(OH)3.3H2O

20 °C

4×10

Hidróxido de aluminio trihidrato

Al(OH)3.3H2O

25 °C

3.7×10

Fosfato de aluminio

AlPO4

25 °C

9.84×10

Bromato de bario

Ba(BrO3)2

25 °C

2.43×10

Carbonato de bario

BaCO3

16 °C

7×10

Carbonato de bario

BaCO3

25 °C

8.1×10

Cromato de bario

BaCrO4

28 °C

2.4×10

Fluoruro de bario Iodato de bario dihidrato Oxalato de bario dihidrato

BaF2 Ba(IO3)2.2H2O BaC2O4.2H2O

25.8 °C 25 °C 18 °C

–9 –10

1.73×10 6.5×10

–7

1.2×10

BaSO4

25 °C

1.08×10

Sulfato de bario

BaSO4

50 °C

1.98×10

Hidróxido de berilio

Be(OH)2

25 °C

6.92×10

Carbonato de cadmio

CdCO3

25 °C

1.0×10

Hidróxido de cadmio

Cd(OH)2

25 °C

7.2×10

Oxalato de cadmio trihidrato

C d. C.2O4.3H2O 18 °C

1.53×10

Fosfato de cadmio

Cd3(PO4)2

25 °C

2.53×10

Sulfuro de cadmio

CdS

18 °C

3.6×10

Carbonato de calcio calcita

CaCO3

25 °C 18-25 °C

–6

–10

Sulfato de bario

CaCO3

–4

C w1 w1 C, L

0.87×10

Carbonato de calcio calcita

–21

–9

18 °C

15 °C

C

–13

BaSO4

CaCO3

w1

–13

Sulfato de bario

Carbonato de calcio calcita

L

–10 –10 –10 –22

–12 –15 –8 –33

–29

0.99×10 0.87×10

–8 –8

–9

4.8×10

–2

Cromato de calcio

CaCrO4

18 °C

2.3×10

Fluoruro de calcio

CaF2

18 °C

3.4×10

Fluoruro de calcio

CaF2

25 °C

3.95×10

Hidróxido de calcio

Ca(OH)2

18 °C-25 °C 8×10

Hidróxido de calcio

Ca(OH)2

25 °C

5.02×10

Iodato de calcio hexahidrato

Ca(IO3)2.6H2O

18 °C

6.44×10

–11 –11

–6

C, L C, L C, L C, L C, L C, L C, L C, L w1 w1 w1 C, L w1 C, L C, L C, L P L C, L C, L P

–6 –7

w1 L

Oxalato de calcio monohidrato

CaC2O4

18 °C

1.78×10

Oxalato de calcio monohidrato

CaC2O4

25 °C

2.57×10

Fosfato de calcio

Ca3(PO4)2

25 °C

2.07×10

Sulfato de calcio

CaSO4

10 °C

6.1×10

Sulfato de calcio

CaSO4

25 °C

4.93×10

Tartrato de calcio dihidrato

CaC4H4O6.2H2O 18 °C

Hidróxido de cromo (II) Hidróxido de cromo (III)

Cr(OH)2 Cr(OH)3

25 °C 25 °C

–33

w1 C, L

–5

w1 C, L

–16

2×10

w2

–31

6.3×10

w2

–15

1.6×10

Sulfuro de cobalto (en la forma menos soluble)

CoS

18 °C

3×10

Sulfuro de cobalto (en la forma más soluble)

CoS

18 °C-25 °C 10

Carbonato de cobre

CuCO3

25 °C

w2

–26

C, L

–21

P –10

1×10

P

–20

Hidróxido de cobre (II)

Cu(OH)2

18 °C-25 °C 6×10

Hidróxido de cobre (II)

Cu(OH)2

25 °C

4.8×10

Iodato de cobre (II)

Cu(IO3)2

25 °C

1.4×10

Oxalato de cobre (II)

CuC2O4

25 °C

2.87×10

Sulfuro de cobre (II)

CuS

18 °C

8.5×10

Bromuro de cobre (I)

CuBr

18 °C-20 °C 4.15×10

Cloruro de cobre (I)

CuCl

18 °C-20 °C 1.02×10

Hidróxido de cobre (I) (en equilib. con Cu2O + H2O)

Cu(OH)

25 °C

Ioduro de cobre (I)

CuI

18 °C-20 °C 5.06×10

Sulfuro de cobre (I)

Cu2S

16 °C-18 °C 2×10

Tiocianato de cobre (I)

CuSCN

18 °C

1.64×10

Hidróxido de hierro (III)

Fe(OH)3

18 °C

1.1×10

Carbonato de hierro (II)

FeCO3

18 °C-25 °C 2×10

Hidróxido de hierro (II)

Fe(OH)2

18 °C

1.64×10

Hidróxido de hierro (II)

Fe(OH)2

25 °C

1×10

FeS

C, L

–7

25 °C

Sulfuro de hierro (II)

–9

7.7×10

Co(OH)2

FeC2O4

C, L

–5

Hidróxido de cobalto (II)

Oxalato de hierro (II)

–9

P

–20

w1

–7

C, L

–8

C, L

–45

C, L

–8

C

–6

C

–15

2×10

w1 –12

C

–47

C, L –11

C, L

–36

C, L

–11

25 °C 18 °C

P –14

–15

; 8.0×10

C, L –16

–7

2.1×10

C, L

–19

3.7×10

–6

6.3×10 ; 6.60×10

Bromuro de plomo (II)

PbBr2

25 °C

Carbonato de plomo (II)

PbCO3

18 °C

3.3×10

Cromato de plomo (II)

PbCrO4

18 °C

1.77×10

6 –14 –14

P; w2

C, L –

P; w1 C, L C, L

–4

Cloruro de plomo (II)

PbCl2

25.2 °C

1.0×10

Cloruro de plomo (II)

PbCl2

18 °C-25 °C 1.7×10

Fluoruro de plomo (II)

PbF2

18 °C

3.2×10

Fluoruro de plomo (II)

PbF2

26.6 °C

3.7×10

Hidróxido de plomo (II)

Pb(OH)2

25 °C

Iodato de plomo (II)

Pb(IO3)2

18 °C

1.2×10

Iodato de plomo (II)

Pb(IO3)2

25.8 °C

2.6×10

Ioduro de plomo (II)

PbI2

15 °C

7.47×10

Ioduro de plomo (II)

PbI2

25 °C

1.39×10

Oxalato de plomo (II)

PbC2O4

18 °C

2.74×10

Sulfato de plomo (II)

PbSO4

18 °C

1.6×10

Sulfuro de plomo (II)

PbS

18 °C

3.4×10

Carbonato de litio

Li2CO3

25 °C

1.7×10

Fluoruro de litio

LiF

25 °C

1.84×10

L

–5

P

–8

C, L

–8

C, L

–16

Fosfato de litio Fosfato de amonio y magnesio

Li3PO4 MgNH4PO4

25° 25 °C

1×10

; 1.43×10

–13

–11

C, L C, L C, L C, L

–3

w1

–4

w1 C, L

–5

MgF2

18 °C

7.1×10

Fluoruro de magnesio

MgF2

25 °C

6.4×10

Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2

18 °C

1.2×10

Oxalato de magnesio

MgC2O4

18 °C

8.57×10

Carbonato de manganeso (II)

MnCO3

18 °C-25 °C 9×10

Hidróxido de manganeso (II)

Mn(OH)2

18 °C

4×10

Sulfuro de manganeso (rosa)

MnS

18 °C

1.4×10

Sulfuro de manganeso (verde)

MnS

25 °C

10

C, L

–9

C, L

–9

C, L

–11

C, L

–5

C, L

–11

25 °C

C, L

–22

P –20

8×10

L

–15

25 °C

2.6×10

Hidróxido de mercurio (II) (en equilib. con HgO + H2O)

Hg(OH)2

25 °C

3.6×10

Ioduro de mercurio (II)

HgI2

25 °C

3.2×10

Sulfuro de mercurio (II)

HgS

18 °C

4×10

Bromuro de mercurio (I)

HgBr

25 °C

1.3×10

Cloruro de mercurio (I)

Hg2Cl2

25 °C

2×10

25 °C

C, L

–15

HgCl2

25 °C

P

–14

Cloruro de mercurio (II)

Hg2SO4

C

2.5×10

Fluoruro de magnesio

Sulfato de mercurio (I)

–8

–13

2.6×10

HgI

C

–3

12 °C

Ioduro de mercurio (I)

–9

–28

MgCO3

HgBr2

C, L

–8

2.37×10

P; w1 C, L

–13

Carbonato de magnesio

Bromuro de mercurio (II)

–

20

L

–26

w1

–29

–53

L

to 2×10

–49

–21

C, L

–18

C, L

–28

1.2×10 –7

6×10 ; 6.5×10

C, L

C, L –7

P; w1

Hidróxido de níquel (II)

Ni(OH)2

25 °C

5.48×10

Sulfuro de níquel (II)

NiS

18 °C

1.4×10

Sulfuro de níquel (II) (en la forma menos soluble)

NiS

18 °C-25 °C 10

Sulfuro de níquel (II) (en la forma más soluble)

NiS

18 °C-25 °C 10

tartrato ácido de potasio

KHC4H4O6

18 °C

3.8×10

Perclorato de potasio

KClO4

25 °C

1.05×10

Peryodato de potasio

KIO4

25°

3.71×10

Acetato de plata

AgC2H3O2

16 °C

1.82×10

Bromato de plata

AgBrO3

20 °C

3.97×10

Bromato de plata Bromuro de plata Bromuro de plata

AgBrO3 AgBr AgBr

–24

–27

–21

25 °C 18 °C 25 °C

–4

5.77×10

4.7 °C

0.21×10

Cloruro de plata

AgCl

9.7 °C

0.37×10

Cloruro de plata

AgCl

25 °C

1.56×10

Cloruro de plata

AgCl

50 °C

13.2×10

Cloruro de plata

AgCl

100 °C

21.5×10

Cromato de plata

Ag2CrO4

14.8 °C

1.2×10

Cromato de plata

Ag2CrO4

25 °C

9×10

Hidróxido de plata

AgOH

20 °C

–10 –10 –10 –10

–7

2×10

w1 w1 L C, L C, L C, L C, L C, L C, L L C, L C, L C, L C, L

C, L L

1.52×10

Ioduro de plata

AgI

13 °C

0.32×10

Ioduro de plata

AgI

25 °C

1.5×10

Nitrito de plata

AgNO2

25 °C

5.86×10

Oxalato de plata

Ag2C2O4

25 °C

1.3×10

Sulfato de plata

Ag2SO4

18 °C-25 °C 1.2×10

Sulfuro de plata

Ag2S

18 °C

1.6×10

Tiocianato de plata

AgSCN

18 °C

0.49×10

Tiocianato de plata

AgSCN

25 °C

1.16×10

–8 –8 –16

–16 –4

–11 –5

25 °C

C, L

C, L

2.2×10

0.92×10

SrCrO4

–10

–12

9.4 °C

Cromato de estroncio

–12

–12

AgIO3

SrCO3

–5

–12

Iodato de plata

Carbonato de estroncio

–5

7.7×10

AgCl

25 °C

–3

–13

Cloruro de plata

Ag2Cr2O7

–4

4.1×10

6.15×10

Dicromato de plata

–2

–13

25 °C

20 °C

C, L

P

Ag2CO3

Ag2(CN)2

w1

P

Carbonato de plata

Cianuro de plata

–16

–49 –12 –12

–9

1.6×10

–5

18 °C-25 °C 3.6×10

C, L C, L C, L C, L L L P C, L C, L C, L C, L P

–9

Fluoruro de estroncio

SrF2

18 °C

2.8×10

Oxalato de estroncio

SrC2O4

18 °C

5.61×10

Sulfato de estroncio

SrSO4

2.9 °C

2.77×10

Sulfato de estroncio

SrSO4

17.4 °C

2.81×10

Bromuro de talio (I)

TlBr

25 °C

4×10

Cloruro de talio (I)

TlCl

25 °C

2.65×10

Sulfato de talio (I) Tiocianato de talio (I) Hidróxido de estaño (II)

Tl2SO4 TlSCN Sn(OH)2

25 °C 25 °C;

–8 –7 –7

–6

C, L C, L C, L C, L L

–4

–4

3.6×10

2.25×10

–4

–26

18 °C-25 °C 1×10

L L L P

–27

Hidróxido de estaño (II)

Sn(OH)2

25 °C

5.45×10 ; –28 1.4×10

Sulfuro de estaño (II)

SnS

25 °C

10

Hidróxido de cinc

Zn(OH)2

18 °C-20 °C 1.8×10

Oxalato de cinc dihidrato

ZnC2O4.2H2O

18 °C

1.35×10

Sulfuro de cinc

ZnS

18 °C

1.2×10

–28

w1; w2 P

–14 –9

–23

C, L C, L C, L

La constante del producto de solubilidad (KPS) Cuando se coloca en agua un sólido iónico en exceso, se establece un equilibrio entre los iones de la solución saturada y el exceso de la fase sólida. Por ejemplo: AgCl (s) Ag+ + ClEn el equilibrio:

K

 Ag   Cl    AgCl ( s)

la concentración de AgCl en la fase sólida es una constante y no varía, sin importar cuánto sólido se encuentra en contacto con la solución. En consecuencia, se puede escribir: [Ag +] [Cl- ] = K . [AgCl]s = Kps La constante Kps se denomina constante del producto de solubilidad, y la expresión [Ag+ ].[Cl- ] es el producto iónico (PI). La ecuación establece que el producto iónico es igual a Kps cuando la solución saturada se encuentra en equilibrio con el sólido en exceso. No existe ninguna restricción por separado respecto a lo que deben ser las [Ag+] y [Cl -]. La [Ag+ ] puede tener cualquier valor, siempre que [Ag +].[Cl- ] = Kps. El valor numérico de Kps, como el de cualquier constante de equilibrio, se determina experimentalmente, y se encuentra en tablas. En ellas encontramos que el Kps del BaSO4 tiene un valor de 1,5.10-9 . BaSO4 (s) Ba+2 + SO4-2 Kps = [Ba+2 ] [SO4 -2 ] = 1,5.10-9 Esto significa que para cualquier solución en equilibrio con BaSO4 sólido, la concentración de Ba+2 multiplicada por la concentración de SO42- debe ser igual a 1,5.10-9. Si ese producto es menor que 1,5.10-9 , la solución es no saturada, admitiendo la disolución de más BaSO4. Si el producto de concentraciones es mayor de 1,5.10 -9 el BaSO4 precipita con el objeto de disminuir las concentraciones de Ba +2 y SO42-, hasta alcanzar el valor del Kps. Cuando sólo se coloca en agua el BaSO4 las concentraciones de ion Ba+2 y de ion SO42- son iguales. Sin embargo, es posible preparar soluciones en las cuales se encuentren en equilibrio concentraciones diferentes de Ba +2 y SO42- con BaSO4. Por ejemplo, supóngase que se mezclan soluciones de BaCl2 y Na2SO4, formándose un precipitado de BaSO4 si se ha excedido su Kps. Sin embargo, no es necesario que [Ba+2] = [SO42-], puesto que los dos iones provienen de fuentes diferentes.

EJERCICIO RESUELTO Calcular la solubilidad del RaSO4: a) en agua pura b) en una solución de Na2SO4 0,10 M Kps RaSO4 = 4.10-11 RaSO4 (s)  Ra+2 + SO42se disuelven en 1 litro de agua .En la solución saturada: [Ra +2] = x mol/l = [SO42-] [Ra+2] . [SO4=] = x . x = Kps de donde x 2= 4 . 10 -11

_________ x = 4. 10-11 = 6 . 10-6 M

La solubilidad suele expresarse en g/100 ml. de solvente , entonces :

1000 ml _____________ 6 .10 -6 moles 100 ml _____________ x = 6 .10-7 moles

1 mol _______________318 gr. 6 . 10-7 moles ________ x = 1,9 . 10-4 gr.

(nótese que en la resolución se han usado indistintamente los términos de solución y solvente, lo que es válido por la gran dilución de las soluciones) . b) Sea "y " los moles de RaSO4 que se disuelven en 1 litro de solución de Na2SO4 0,10 M . Este proceso da lugar a "y" moles de Ra +2 y a "y " moles de SO42-. La solución resultante contiene : [Ra+2] = "y " moles /l [SO4=] = "y " moles/l + 0,10 moles/l Kps = y . ( y + 0,10 ) = 4 . 10-11 Puesto que el Kps es muy pequeño, "y " es despreciable en comparación con 0,10 entonces: y + 0,10  0,10 y = 4 .10-11/ 0,10 = 4 . 10-10 mol/l Exprese este valor en gramos /100 ml Nótese que según el ejercicio anterior, el RaSO4 es menos soluble en una solución de Na2SO4 que en agua pura. Este es un ejemplo del efecto del ion común, es decir, que

la solubilidad de una sal iónica disminuye por la presencia de otro soluto que proporciona un ion en común. Cuanto mayor sea la concentración del ion común menor será la cantidad de RaSO4 que se puede disolver. EJERCICIO RESUELTO Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 en : a) agua b) solución 0,050 M de NaOH Kps Mg(OH)2 = 8,9 . 10-12 a) Sea "x "el número de moles de Mg(OH)2 que se disuelven en 1 litro Mg(OH)2 Mg+2 + 2 OHEn la solución habrá "x" moles de Mg+2 y 2 x moles de OH- . Una cantidad muy pequeña de OH- se producen como resultado de la disociación del agua , pero debido a que es un electrolito muy débil, esa cantidad puede considerarse despreciable. En el equilibrio se tendrán : [Mg+2] = x moles/l

[OH-] = 2x moles/l

Kps = [Mg+2] . [OH-]2 = x . (2x)2 = 8,9 . 10-12 4 x3 = 8,9 . 10-12

x = 1,3 . 10-4

b) Sea "y "el número de moles de Mg(OH) 2 que se disuelven en cada litro de solución 0,050 M de NaOH, obteniéndose "y" moles de Mg+2 y 2 "y" moles de OH-. En consecuencia las concentraciones en el equilibrio serán : [Mg+2] = y moles/l

[OH-] = ( 2y + 0,050 ) moles/l

Kps = y . ( 2y + 0,50 )2 = 8,9 . 10-12 Debido al pequeño valor del Kps se puede suponer que "y "sea un número muy pequeño, por lo que se puede despreciar 2 "y" cuando se suma a 0,050 . y ( 0,050 ) 2 = 8,9 . 10-12

y = 3,6 10-9 M

Exprese las solubilidades obtenidas en gr./ 100 ml.

Nótese que cada exponente del producto iónico se aplica a la concentración del ion que se especifica dentro del corchete, sin importar de donde proviene dicho ion.

Una de las aplicaciones más útiles del producto de solubilidad es la de predecir si se va a formar o no un precipitado cuando se mezclan dos soluciones. Si después de la mezcla un producto iónico excede el Kps, entonces habrá precipitación. EJERCICIO RESUELTO Predecir si habrá precipitación, cuando 50 ml de solución de Ca(NO3)2 5,0 . 10-4 M se mezclan con 50 ml. de NaF 2,0 . 10-4 M . Kps CaF2 = 1,7 . 10-10 Suponiendo que no se produce precipitación, las concentraciones de los iones se reducirán a la mitad: [Ca+2] = 2,5 . 10-4 M [F-] = 1,0 . 10-4 M Para determinar si se producirá la precipitación necesaria conocer si el PI excede o no al Kps . Para el equilibrio : CaF2 (s) Ca+2 + 2 FP I = [Ca+2] . [F-]2 = 2,5 . 10-4 . ( 1,0 . 10-4)2 = 2,5 . 10-12 P I < Kps por lo tanto la precipitación no se producirá . La solución que se obtiene es no saturada con respecto al CaF2 .