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EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

2º de Bachillerato

1. Equilibrios heterogéneos.

2. Solubilidad.

Reglas de solubilidad.

3. Reacciones de precipitación.

4. Producto de solubilidad.

5. Factores que modifican la solubilidad.

Efecto del ión común

Cambios de pH

Formación de complejos

Oxidación o reducción de iones.

Indice

Departamento de Física y Química 2

1. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas.

Tanto los sólidos como los líquidos son muy poco dilatables y su concentración se incluye en la constante de equilibrio.

Por ejemplo, la reacción: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo.

2( ) ( )

3( )

Cuya constante de equilibrio es g s

s

CO CaOKc

CaCO


Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes.

Por ello, agrupando las constantes en una sola la constante de equilibrio queda:

2( )gKc CO

Análogamente:2COKp p

En la expresión de KC de la constante de equilibrio sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de Kp únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas.


En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico,

NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono

cuando se evapora a 25 ºC. Sabiendo que la constante KP para el

equilibrio NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura

vale 2,3·10-4. Calcular KC y las presiones parciales en el equilibrio.

3 2

3

4 2 2( ) 3( ) 2( )

0

2

Dada la reacción: 2

moles iniciales:

moles equilibrio: 2

Luego =2 ya que la presión parcial es directamente

proporcional al nº de moles.

s g g

o

NH CO

NH

NH CO NH NH CO

n

n x x x

p p

Kp p p

2

2 2

3

2

-4 3

2

-4 3 8

3,86 102,3 10 4

7,72 10

2,3 10 (0,082 298) 1,58 10

CO

CO CO

NH

n

p atmp

p atm

Kp Kc RT Kc Kc


2. Solubilidad

Es la concentración de una disolución saturada, en equilibrio

con el soluto sin disolver.

La solubilidad está relacionada con la polaridad de los solutos y

disolventes.

El proceso de disolución va acompañado de un aumento de

entropía.

La solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura.

La solubilidad de los gases disminuye con la temperatura.

No hay ninguna sustancia completamente insoluble.


Reglas de solubilidad

Los sulfuros e hidróxidos son todos insolubles, excepto los de

amonio, metales alcalinos y algunos alcalinotérreos.

Los sulfitos, fosfatos y carbonatos son todos insolubles, excepto

los de amonio y metales alcalinos.

Los sulfatos son todos solubles, excepto los de Sr2+, Ba2+ y Pb2+.

Los haluros son todos solubles, excepto los de Ag+, Pb2+, Hg2+ y

Cu+.

Los nitratos y acetatos son todos solubles.


3. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.

Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.

La fase sólida contiene una sustancia poco soluble

(normalmente una sal).

La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación

de la sustancia sólida.

Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.

Las sales en disolución están completamente disociadas.

( ) ( ) ( )s aq aqAgCl Ag Cl

Departamento de Física y Química

8

4. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps)

Incluso en las sustancias más insolubles hay siempre

una pequeña porción de partículas en la disolución en

equilibrio con el soluto sin disolver.

La concentración del sólido sin disolver permanece

constante y se integra dentro de la constante de

equilibrio.

( ) ( ) ( )

0

( ) ( )

inicialmente

equilibrio

La constante de equilibrio: =

( ) ( )

m n

n m s aq aq

o

n mm n

aq aq

n mm n

n m

A B nA mB

C

C s n s m s

Kps A B

KpsKps n s m s s

n mDepartamento de Física y Química 9

El producto de la concentración de los iones en disolución

nunca podrá ser superior al producto de solubilidad.

Cuando este producto sea mayor los iones se unirán y formarán

el sólido que precipitará y se separará de la disolución hasta

que el producto de la concentración de los iones en disolución

iguale el producto de solubilidad.

2

2( ) ( ) ( )

22

( ) ( )

22

( ) ( )

22

( ) ( )

2


la sal estará completamente disuelta.

= la sal estará en equ

s aq aq

aq aq

aq aq

aq aq

PbI Pb I

Kps Pb I

Si Kps Pb I

Si Kps Pb I

22

( ) ( )

ilibrio a punto de precipitar.

la sal precipitará.aq aqSi Kps Pb I


Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo Kps =

1,7·10-10 a 25 ºC al añadir a 250 cm3 de cloruro de sodio 0,02 M a 50

cm3 de nitrato de plata 0,5 M.

( ) ( ) ( )

( ) ( )

2

El equilibrio de precipitación es:

La constne de equilibrio: =

0,0050,250 0,02 0,005 1,67 10

0,3

0,050 0,5

s aq aq

aq aq

Cl Cl Cl

Ag Ag Ag

AgCl Ag Cl

Kps Ag Cl

n V M moles Cl M

n V M 2

2 2 3

( ) ( )

( ) ( )

0,0250,025 8,33 10

0,3

1,67 10 8,33 10 1,38 10 y precipitará.

En disolcuión solo puede existir el producto de solubilidad de los iones.

aq aq

s aq

moles Ag M

Ag Cl Kps

AgCl Ag ( )

2 2

( ) ( )

10 2 2

2 9

( ) ( )

equilibrio 8,33 10 1,67 10 =

1,7 10 = 8,33 10 1,67 10 0,01669 y en disolcuión habra:

6,63 10 y 2,55 10

aq

aq aq

aq aq

Cl

x x x Kps Ag Cl

x x x

Ag M Cl M


11

5. FACTORES QUE MODIFICAN LA

SOLUBILIDAD

Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble.

Estos son:

Efecto ion común.

pH.

Formación de un ácido débil.

Formación de una base débil.

Formación de complejos estables.

Reacciones redox.


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¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de

plata hasta una concentración final 0,002 M? Kps=1,7·10-10

( ) ( ) ( )

2

( ) ( )

10 5

3

El equilibrio de precipitación es:


La solubilidad del es 1,7 10 1,3 10

Si ahora se añade

s aq aq

aq aq

AgCl Ag Cl

s s

Kps Ag Cl s s Kps

AgCl s s M

AgNO

3( ) ( ) 3( )

( ) ( ) ( )

hasta una concentración de plata de 0,002

El nitrato está completamente disuelto:

0,002 0,002

el equilibrio se modifica.

0,002

La constante de eq

s aq aq

s aq aq

M

AgNO Ag NO

M M

AgCl Ag Cl

s

( ) ( )

108

uilibrio: = 0,0020,002

1,7 10La solubilidad del ahora es 8,5 10

0,002

Y la solunilidad ha disminuido por añadir un ion común a la disolcuión.

aq aq

KpsKps Ag Cl s s

AgCl s s MEF

EC

TO

IO

N C

OM

ÚN


13

Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble

añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la

concentración de éste aumentará.

Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir

para que el producto de las concentraciones de ambos

permanezca constante.

Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad,

que mide la máxima concentración de soluto disuelto,

disminuirá en consecuencia.

Cuando a una disolución de un electrolito poco soluble se

añade un ión en común procedente de otro electrolito la

solubilidad disminuye.


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Se tiene una disolución saturada de bromuro de plata cuya

Kps=5,2·10 13 ¿Cuál será la nueva solubilidad si a ½ litro de disolución

saturada se le añaden 0,2 ml de una disolución 0,001 M de bromuro de

potasio?

( ) ( ) ( )

( ) ( )

2 13

Inicialmente solo se tiene una disolución saturada de

la constante de equilibrio: =

La solubilidad del es 5, 2 10 7, 2 1

s aq aq

aq aq

AgBr

AgBr Ag Br

s s Kps Ag Br

Kps s s Kps AgBr s s 7

( ) ( ) ( )

3

( ) ( )

0

Si ahora se añade , esta sal se encuentra totalmente disuelta y añade a la disolcuión.

0, 2 10 0,001' '

0,5


s aq aq

aq aq

M

KBr Br

AgBr Ag Br

s s

Kps Ag Br 13 7

7 7 7

( ) ( )

5, 2 10 ' ( ' 4 10 )

' 5, 48 10 5, 48 10 y 9, 48 10aq aq

s s

s M y Ag M Br M


Calcule la solubilidad del hidróxido de magnesio

a) En agua pura

b) En una disolución 0,1 M de NaOH

c) Si a una disolución 10-8 M de iones Mg2+ se le añaden

iones OH- y CO32- en igual cantidad ¿Qué precipita antes

el carbonato o el hidróxido?

d) Si se añade HCl ¿aumentará o disminuirá la solubilidad

del hidróxido?

Kps[Mg(OH)2]=8,5·10-12 y Kps[MgCO3]=1,0·10-15

2

2( ) ( ) ( )

122 43

2

2( ) ( ) ( )

a) ( ) 2

2

8,5 10La constante de equilibrio: (2 ) 1,28 10

4

b) ( ) 2

' 2 ' 0,1

La constante de equilibrio:

s aq aq

s aq aq

Mg OH Mg OH

s s

Kps s s s s M

Mg OH Mg OH

s s

Kp 2 10' (2 ' 0,1) ' 8,5 10s s s s M

INF

LU

EN

CIA

DE

L p

H


2

2( ) ( ) ( )

122

2

( ) ( ) ( ) 82

( )

2 2

3( ) ( ) 3( )

2 2 2

( ) 3( ) 3( ) 2

( )

c) ( ) 2

8,5 100,03

10

s aq aq

aq aq aq

aq

s aq aq

aq aq aq

aq

Mg OH Mg OH

KpsKps Mg OH OH M

Mg

MgCO Mg CO

KpsKps Mg CO CO

Mg

157

8

1,0 101,0 10

10

y precipita mucho antes el carbonato.

d) Si se añade un ácido, los liberados por el ácido en disolcución reaccionan

inmendiatamente con los del hidróxido de magnesio neutr

M

H

OH

2

2( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

2

2( ) ( ) ( ) ( ) 2 ( )

alizándose

(produciendo agua) y disolviendo completamente la base.

( ) 2

( ) + 2 2

s aq aq

aq aq aq

s aq aq aq l

Mg OH Mg OH

HCl H Cl

Mg OH HCl Mg Cl H O


Equilibrio de solubilidad: ( ) ( ) ( )s aq aqBA B A

Equilibrio de ácido débil:( ) ( ) ( )aq aq aqHA H A

Si el anión A en que se disocia un electrolito poco soluble

forma un ácido débil HA, al aumentar la acidez o [H+] el

equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la

izquierda, en consecuencia disminuye [A ] con lo que se

disuelve más electrolito BA.

Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO3, se formará

H2CO3, ácido débil, y al disminuir [CO32 ], se disolverá más

ZnCO3, pudiéndose llegar a disolver por completo.

Formación de un ácido débil


Formación de una base débil.

Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el

catión NH4+.

4 ( ) 4( ) ( )s aq aqNH Cl NH Cl

Al añadir una base fuerte, los iones NH4+ reaccionan con los

OH formándose NH4OH, desplazando el equilibrio de la base

hacia la izquierda. Haciendo desaparecer el ión NH4+ y

aumentando la solubilidad de la sal.

Equilibrio de la base débil:4 ( ) 4( ) ( )aq aq aqNH OH NH OH


FORMACIÓN DE UN COMPLEJO ESTABLE.

Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo

o grupo de átomos.

Ejemplos: [Al(OH)4] , [Zn(CN)4]2 , [AlF6]3 , [Ag(NH3)2]+.

De esta manera, se pueden disolver precipitados

añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos

insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que se forma el

catión [Zn(CN)4]2 , que es muy estable.

Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+,

con lo que se disolverá más Zn(OH)2.

Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl

añadiendo amoniaco.


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OXIDACIÓN O REDUCCIÓN DE IONES.

Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá.

En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia al derecha, disolviéndose en mayor cantidad.

Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S2 a S0.

3 CuS + 2 NO3 + 8 H+ 3 S0 + 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O


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