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• santiago alonso perilla lozano

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Equilibrios de solubilidad Chang (4.2, 16.1, 16.2, 16.6, 16.7, 16.8, 16.9 y 16.11)

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16.1 Equilibrios homogéneo Vs heterogéneo HA(ac) + H2O(l)

H+(ac) + H3O+(ac)

B(ac)

BH+(ac) + OH-(ac)

+ H2O(l)

Pb(NO3)2(ac) + 2NaI(ac)

Ácidos y bases débiles Equilibrio homogéneo

PbI2(s) + 2NaNO3(ac)

Equilibrio entre la disolución y precipitación de compuestos ligeramente solubles

PbI2(s)

Equilibrio heterogéneo 2

16.2 El efecto del ion común Propiedades ácido-base de disoluciones de dos solutos que contienen el mismo ion (catión o anión) denominado ion común. La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido o de una base débil. Electrólito fuerte

Se disocia totalmente

Ácido débil

Se ioniza parcialmente

CH3COONa(s)

CH3COOH(ac)

H2O

→

Na+ (ac) + CH3COO-(ac)

H+ (ac) + CH3COO-(ac)

3

16.2 El efecto del ion común Principio de Châtelier: La adición de iones CH3COOprovenientes de CH3COONa a una disolución de CH3COOH suprime la ionización del ácido, disminuyendo la [H+].

CH3COONa(s) CH3COOH(ac)

H2O

→

Na+ (ac) + CH3COO-(ac) H+ (ac) + CH3COO-(ac)

Disolución entre CH3COONa y CH3COOH será menos ácida que aquella que contenga sólo CH3COOH en la misma concentración. 4

16.2 El efecto del ion común El Efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ión común con la sustancia disuelta. Influye:  pH de disolución  Solubilidad de sal poco soluble Caso especial del Principio de Le Châtelier

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16.2 El efecto del ion común Sal soluble del ácido NaA

Ácido débil HA Ácido débil:

HA(ac)

H+(ac) + A-(ac)

La constante de ionización Ka está dada por:

Ka =

[H+] [A-] [HA]

La ecuación se puede reordenar: [H+] =

Ka [HA] [A-]

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16.2 El efecto del ion común El logaritmo negativo de ambos lados de la ecuación: -log [H+] = -log Ka - log [HA] [A-] -log

[H+]

-] [A = -log Ka + log [HA]

pH = pKa

-] [A + log [HA]

Ecuación de

Henderson-Hasselbalch Cuya forma más general: pH = pKa + log [base conjugada] [ácido] 7

16.2 El efecto del ion común Ejercicio: a) Calcule el pH de una disolución que contiene CH3COOH 0.20 M y CH3COONa 0.30 M. b) ¿Cual sería el pH de la disolución de CH3COOH 0.20 M si la sal no estuviera presente?.

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16.2 El efecto del ion común

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16.2 El efecto del ion común

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4.2 Reacciones de precipitación Reacción de precipitación: reacción en disolución acuosa donde se forma un producto insoluble. Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución. PbI2(s)

Pb(NO3)2(ac) + 2NaI(ac)

PbI2(s)

+ 2NaNO3(ac)

Solubilidad: máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Aunque todos los compuestos iónicos son electrólitos fuertes, NO TODOS TIENEN LA MISMA SOLUBILIDAD Aún los compuestos insolubles se disuelven en cierto grado 11

4.2 Reacciones de precipitación

Li, Na, K, Rb, Cs y Fr

Ejercicio: Clasifique los siguientes compuestos iónicos como solubles o insolubles: a) CuS, b) Ca(OH)2, c) Zn(NO3)2.

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4.2 Reacciones de precipitación

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4.2 Ecuaciones moleculares e iónicas 1. Ecuación molecular: las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieran como moléculas. Pb(NO3)2(ac) + 2KI(ac) → PbI2(s)

+ 2KNO3(ac)

para que las ecuaciones se apeguen más a la realidad, deberán indicar la disociación de los compuestos iónicos en sus iones 2.

Ecuación iónica: muestra las especies disueltas como iones libres.

Pb2+(ac) + 2NO3–(ac) + 2K+(ac) + 2I –(ac) → PbI2(s) + 2K+(ac) + 2NO3–(ac) NO3– y K+ son iones espectadores 14

4.2 Ecuaciones moleculares e iónicas 3. Ecuación iónica neta: muestra sólo las especies que realmente participan en la reacción. Pb2+(ac) + 2I –(ac)

PbI2(s)

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4.2 Ecuaciones moleculares e iónicas Ejercicio: Cuando se agrega una disolución acuosa de cloruro de bario (BaCl2) a una disolución de sulfato de sodio (Na2SO4), se forma un precipitado blanco de sulfato de bario (BaSO4). 1. Ecuación molecular BaCl2(ac) + Na2SO4(ac) → BaSO4(s)

+ 2NaCl(ac)

2. Ecuación iónica Ba2+(ac) + 2Cl–(ac) + 2Na+(ac) + SO4 2–(ac) → BaSO4(s) + 2Na+(ac) + 2Cl–(ac) Los iones espectadores se cancelan (Cl– y Na+) en ambos lados de la ecuación.

3. Ecuación iónica neta Ba2+(ac) + SO4 2–(ac)

BaSO4(s)

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16.6 El producto de solubilidad AgCl(s)

Ag+(ac) + Cl-(ac)

Kps = [Ag+] [Cl-]

 Kps se conoce como el producto de solubilidad.  El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiomètrico en la ecuación del equilibrio.

MgF2(s) Ag2CO3(s) Ca3(PO4)2(s)

Mg2+(ac) + 2F-(ac) 2Ag+(ac) + CO32-(ac) 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac)

Kps = [Mg2+] [F-]2 Kps = [Ag+]2 [CO32-] Kps = [Ca2+]3 [PO43-]2 17

16.6 El producto de solubilidad Para las reacciones de equilibrio en las que participa un sólido iónico en disolución acuosa, pueden darse las siguientes condiciones: 1 La disolución no está saturada 2 La disolución está saturada 2 La disolución está sobresaturada AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)

Q = [Ag+]0 [Cl-]0 = producto iónico

Q = las concentraciones de los iones NO son concentraciones de equilibrio. 0 = concentraciones iniciales y que NO necesariamente corresponden a las del equilibrio. 18

16.6 El producto de solubilidad

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16.6 La solubilidad molar y la solubilidad ¿Cómo se expresa la solubilidad?

Solubilidad  gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L)  Es afectada por diversos factores (además de T)

Solubilidad molar (s)  moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L)  Sólo varía con T

Todas estas expresiones se refieren a la concentración de disoluciones saturadas a alguna temperatura dada (suele ser 25ºC). 20

16.6 La solubilidad molar y la solubilidad Secuencia de pasos a) para calcular la Kps a partir de los datos de solubilidad y b) para calcular la solubilidad a partir del valor de la Kps.

a)

b) 21

16.6 La solubilidad molar y la solubilidad Ejercicio: de manera experimental se encontró que la solubilidad del sulfato de calcio es de 0.67 g/mL. Calcule el valor de la Kps para este compuesto. 0.67 g CaSO4 x 1 mol CaSO4 = 4.9 x 10-3 mol/L 1L 136.2 g CaSO4

El equilibrio de solubilidad CaSO4(s)

Ca2+(ac) + SO42-(ac)

[Ca2+] = 4.9 x 10-3 M

y

[SO42-] = 4.9 x 10-3 M

Kps = [Ca2+] [SO42-] = (4.9 x 10-3)(4.9 x 10-3) Kps = 2.4 x 10-5 22

16.6 La solubilidad molar y la solubilidad

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16.6 La solubilidad molar y la solubilidad Algunas veces se da el valor de la kps para un compuesto y se pide calcular su solubilidad molar (s). Ejercicio: la kps del bromuro de plata (AgBr) es 7.7 x 10-13. Calcule la solubilidad molar (s). AgBr(s)

Ag+(ac) + Br-(ac)

Inicial (M):

0.00

0.00

Cambio (M):

+S

+S

Equilibrio (M):

S

S

Kps = [Ag+] [Br-] = (S)(S) 7.7 x 10-13 = S2 8.8 x 10-7 M = S

[Ag+] = 8.8 x 10-7 M [Br-] = 8.8 x 10-7 M 24

16.6 La solubilidad molar y la solubilidad Ejercicio: calcule la solubilidad del hidróxido de cobre(II) en g/L. Tenga en cuenta que el kps del Cu(OH)2 es 7.7 x 10-13.

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16.6 La solubilidad molar y la solubilidad Ejercicio: calcule la solubilidad del hidróxido de cobre(II) en g/L.

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16.6 La solubilidad molar y la solubilidad

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16.6 El producto de solubilidad

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16.6 La solubilidad molar y la solubilidad Cuando se realizan cálculos de solubilidad y/o producto de solubilidad, deben recordarse los siguientes puntos importantes:  La solubilidad es la cantidad de sustancia que se disuelve en una cantidad dada de agua. Solubilidad  gramos soluto/L disolución Solubilidad molar  moles soluto/L disolución  El producto de solubilidad (Kps) es una constante de equilibrio.  La solubilidad molar, la solubilidad y el producto de solubilidad se refieren todos a una disolución saturada. 29

16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada Aunque ambos productos fueran insolubles, se puede lograr cierto grado de separación mediante el reactivo apropiado.

? ClBrI-

Una forma de separar estos iones es convertirlos en AgX insolubles:

Ag+(ac) + X–(ac) Compuesto

→

AgX(s)

Kps

AgCl

1.6 x 10-10

AgBr

7.7 x 10-13

AgI

8.3 x 10-17 30

16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada Solubilidad

Cl-

BrI-

> Kps = 1.6x10-10

> Kps = 7.7x10-13 Kps = 8.3x10-17

 El carácter covalente de los AgX se incrementa a medida que aumenta el tamaño del anión y se hace más polarizable.  El enlace de AgF es iónico y es muy soluble en agua. 31

16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada Se añade lentamente nitrato de plata a una disolución de contiene iones Cl- y Br- en concentración 0.020 M para cada ion. Calcule la concentración de los iones Ag+ (en mol/L) necesarios para iniciar la precipitación del AgBr sin que precipite el AgCl.

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16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada

¿Cuál es la concentración de los iones Br- que quedan en la disolución justo antes de que el AgCl comience a precipitar?. Suponga que [Ag+] = 8.0 x 10-9 M. Entonces: 33

16.7 Separación de iones por precipitación fraccionada [Br-] = Kps [Ag+] [Br-] = 7.7 x 10-13 = 9.6 x 10-5 M 8.0 x 10-9

El porcentaje de iones Br- que quedan en la disolución (el Br- no precipitado) a esa concentración crítica de Ag+ es: % Br- = [Br-]disuelto x 100% [Br-]inicial % Br- = (9.6 x 10-5 M) x 100% = 0.48% (NO PRECIPITADO) (0.020 M) Entonces, el (100 – 0.48)% o 99.52% del Br- habrá precipitado justo antes de que el AgCl comience a precipitar. 34

16.8 El efecto del ion común y la solubilidad H2O

AgNO3(s) →

Ag+ (ac) + NO3-(ac) [Ag+]

Q = [Ag+]0[Cl-]0

Solución AgCl saturada

Hasta que:

>

Kps

Restablecer el equilibrio Precipitará una parte de AgCl (Le Châtelier)

Q = [Ag+]0[Cl-]0 = Kps

Añadir un ión común disminuye la solubilidad de la sal AgCl en la disolución. En este caso:

[Ag+]

> [Cl-] 35

16.8 El efecto del ion común y la solubilidad Ejemplo 16.12: Calcule la solubilidad del cloruro de plata (en g/L) en una disolución de nitrato de plata 6.5 x 10-3 M.

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16.8 El efecto del ion común y la solubilidad Kps = [Ag+] [Cl-] 1.6 x 10-10 = (6.5 x 10-3 + s) (s)

[Ag+] = (6.5 x 10-3 + 2.5 x 10-8 )M = 6.5 x 10-3 M [Cl-] = 2.5 x 10-8 M

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16.8 El efecto del ion común y la solubilidad

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16.9 El pH y la solubilidad Mg(OH)2(s)

Mg2+(ac) + 2OH-(ac) EQUILIBRIO

Añadir OH- : Aumenta el pH Disminuye la solubilidad de Mg(OH)2 EQUILIBRIO

Añadir H+ : Disminuye el pH

Aumenta la solubilidad de Mg(OH)2 Bases insolubles: Disuelven en disoluciones ácidas Ácidos insolubles: Disuelven en disoluciones básicas 39

16.9 El pH y la solubilidad Efecto cuantitativo del pH en la solubilidad de Mg(OH)2, primero se calcula el pH de una disolución saturada de Mg(OH)2:

Kps = [Mg2+] [OH-]2 = 1.2 x 10-11 Sea s la solubilidad molar del Mg(OH)2:

Kps = [s] [2s]2 = 4s3 4s3 = 1.2 x 10-11

s3 = 3.0 x 10-12 En el equilibrio:

s = 1.4 x 10-4

[OH-] = 2 x (1.4 x 10-4 M) = 2.8 x 10-4 M pOH = -log(2.8 x 10-4) = 3.55 pH = 14.00 - 3.55 = 10.45 40

16.9 El pH y la solubilidad En un medio con pH menor que 10.45, la solubilidad de Mg(OH)2 debe aumentar pH más bajo: Mayor [H+] y Menor [OH-]

Mg2+

para mantener la condición de equilibrio y se disuelve más Mg(OH)2

Proceso de disolución: Mg(OH)2(s) 2H+(ac) + 2OH-(ac) Global:

Mg(OH)2(s) + 2H+(ac)

Mg2+(ac) + 2OH-(ac) 2H2O(l) Mg2+(ac) + 2H2O(l) 41

16.9 El pH y la solubilidad En un medio con pH mayor que 10.45, la [OH-] sería mayor y la solubilidad de Mg(OH)2 disminuiría por el efecto del ion común. El pH también influye la solubilidad de sales de anión básico. Por ejemplo BaF2: BaF2(s)

Ba2+(ac) + 2F-(ac)

Kps = [Ba2+] [F-]2 Medio ácido, la [H+] alta desplazará el siguiente equilibrio a la derecha: H+(ac) + F-(ac) HF (ac) [F-]

entonces

[H+]

para mantener la condición de equilibrio y se disuelve más BaF2 42

16.9 El pH y la solubilidad Proceso de disolución:

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16.9 El pH y la solubilidad

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16.9 El pH y la solubilidad

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16.9 El pH y la solubilidad

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Ejercicios Ejercicio 16.12 ¿Cuál es el pH de un amortiguador de Na2HPO4 0.10 M / KH2PO4 0.15 M ?.

Ejercicio 16.16 Calcule el pH de 1.00 L de un amortiguador de CH3COONa 1.00 M / CH3COOH 1.00 M antes y después de agregar a) 0.080 moles de NaOH, b) 0.12 moles de HCl. (Suponga que no hay cambio de volumen). Ejercicio 16.29 a) Explique cómo funciona un indicador en una valoración ácidobase. ¿Qué criterios se siguen para elegir un indicador en una valoración ácido-base particular. a) La cantidad de indicador utilizado en una valoración ácidobase deber ser pequeña. ¿Por qué?. 47

Ejercicios Ejercicio 16.51: precipitación fraccionada Se añade lentamente NaI sòlido a una disolución que es 0.010 M en Cu+ y 0.010 M en Ag+. a) ¿Cuál compuesto empezará a precipitar primero?. b) ¿Calcule la [Ag+] en el momento justo en el que el CuI comience a precipitar. c) ¿Cuál es el porcentaje de Ag+ remanente en la disolución en este punto?. CuI (Kps = 5.1 x 10-12) y AgI (Kps = 8.3 x 10-17) Ejercicio 16.55: el efecto del ion común ¿Cuántos gramos de CaCO3 se disolverán en 3.0 x 102 mL de Ca(NO3)3 0.050 M?.

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Ejercicios Ejercicio 16.56: el efecto del ion común El producto de solubilidad del PbBr2 es 8.9 x 10-6. Determine la solubilidad molar a) en agua pura, b) en una disolución de KBr 0.20 M, c) en una disolución de Pb(NO3)3 0.050 M. Ejercicio 16.61: el pH y la solubilidad Compare la solubilidad molar del Mg(OH)2 en agua y en una disolución amortiguadora a un pH de 9.0. Ejercicio 16.62: el pH y la solubilidad Calcule la solubilidad molar del Fe(OH)2 a: i) un pH de 8.00, ii) un pH de 10.00.

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Cinética de reacción Chang (13.1, 13.2, 13.3, 13.4 y 13.6)

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