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Núcleo Temático 8
03/02/2010 Equilibrio de Precipitación
Núcleo Temático 8. Equilibrio de precipitación Competencias a desarrollar por el estudiante:
Calcula el Kps de un electrolito binario a partir de su solubilidad
Explica la influencia que ejercen en la solubilidad de una sal poco soluble, los factores
son: Ion común, temperatura, hidrólisis, pH, iones diversos, formación de, complejos,
solventes.
Explica la utilidad del método de precipitación diferencial
Determina la separación de iones conociendo los Kps de las sales participantes
Subnúcleos Temáticos
Equilibrio de precipitación
- Equilibrio en sistemas heterogéneos.
- Constante del producto de solubilidad.
- Factores que afectan la solubilidad.
- Temperatura
- Naturaleza del solvente
- Efecto del ion común
- Efecto de ión no común
- Efecto del pH.
- Efecto de hidrólisis
- Formación de complejos
- Precipitación fraccionada
INTRODUCCIÓN
El estudio de especies iónicas en soluciones acuosas son de gran importancia en muchas áreas
de la química, como por ejemplo en la electro-química (se utiliza en la refinación y obtención
del cobre entre otras utilidades), en la química orgánica, en la medicina (química
farmacológica), entre otras.
El equilibrio químico puede tener distintos niveles de complejidad. El nivel básico y más simple
es aquel donde la especie es disuelta en “agua pura” sin otras especies ni iones en ella (lo cual
sería un caso ideal), luego viene otro nivel más complejo donde hay iones comunes u otras sales
que reaccionan entre ellas formando otras sales menos solubles (que es un caso más real y
“cotidiano”).
Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrolitos y no
electrolitos. Un electrolito es una sustancia que disuelta en agua, forma una disolución que
conduce electricidad. Un no electrolito no conduce corriente eléctrica cuando se disuelve en
agua. Hay electrolitos fuertes y débiles. Una característica de los electrolitos fuertes es que en
disolución se supone que el soluto se disocia 100% en sus iones (separación de cationes y
aniones).
Ejemplo:
NaCl(s) Na+(ac) + Cl
- (ac)
El agua es un disolvente muy efectivo de compuestos iónicos. Aunque el agua es una molécula
estrictamente neutra, tiene una región positiva (H+) y otra negativa (el átomo de oxígeno). Estas
regiones se denominan “polos” positivo y negativo, por ello es un disolvente polar.
DEFINICIONES BÁSICAS
Reacción de precipitación: es un tipo de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por
la formación de un producto insoluble o precipitado. En las reacciones de precipitación
normalmente participan compuestos iónicos.
Precipitado: es un sólido insoluble que se separa de la solución.
Solubilidad: es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de
disolvente a una temperatura específica.
Las sustancias pueden clasificarse en términos cualitativos en: solubles, ligeramente solubles,
insolubles.
Se dice que una sustancia es soluble, si se disuelve en forma visible una cantidad suficiente
cuando se agrega agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o
insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, no todos tienen la
misma solubilidad.
Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en el agua a 25°C
Compuestos solubles Excepciones
Compuestos que contengan cationes de metales
alcalinos (Li+, Na
+, K
+, Rb
+, Cs
+) y el ión amonio,
NH4+
----------------
Nitratos (NO3-), bicarbonatos (HCO3
-) y cloratos
(ClO3-)
----------------
Haluros (Cl-, Br
-, I
- Haluros de Ag
+, Hg
+2 y Pb
+2
Sulfatos (SO4=)
Sulfatos de Ag+, Ca
+2, Sr
+2, Ba
+2 y
Pb+2
Compuestos insolubles Excepciones
Carbonatos (CO3=), fosfatos (PO4
-3), cromatos
(CrO4=), sulfuros (S
=)
Compuestos que contengan iones de
metales alcalinos y el ión amonio
Hidróxidos (OH-)
Compuestos que contengan iones de
metales alcalinos y el ión Ba+2
Equilibrio de solubilidad
Las reglas de solubilidad, aunque son útiles, no permiten hacer predicciones cuantitativas
de la cantidad de un compuesto iónico dado que se disolverá en agua. Para desarrolla un
enfoque cuantitativo se parte de los que se conoce acerca del equilibrio químico. A menos que
se señale otra cosa, se sobreentiende que el disolvente es el agua y la temperatura es de 25°C
para los procesos de solubilidad.
Producto de solubilidad
Los sistemas en equilibrio se pueden dividir en dos categorías: equilibrio homogéneo,
donde los reaccionantes y productos están en la misma fase y el equilibrio heterogéneo donde
está presente más de una fase (sólido, líquido o gas)
Considere una disolución saturada de AgCl que está en contacto con AgCl sólido. El
equilibrio de solubilidad se puede representar como:
AgCl (s) Ag+
(ac) + Cl- (ac)
La sal cloruro de plata, (AgCl) se comporta como electrolito fuerte, se disuelve o disocia
por completo en iones Ag+ y Cl
-. Ya sabemos que la concentración de un sólido es una
constante. Así que la constante de equilibrio para la disolución de AgCl se puede escribir como:
Kps = [Ag+] [Cl
-]
Sales
sales solubles
sales poco solubles
Donde Kps, es la constante del producto de solubilidad o simplemente el producto de
solubilidad.
En general, 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 estequiométrico en la ecuación de equilibrio.
Para los siguientes compuestos, la constante de equilibrio quedaría expresada como:
El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, entre menor sea su
valor menos soluble será el compuesto. Sin embargo, al utilizar los valores de Kps para
comprobar solubilidades, se deben elegir los compuestos que tengan fórmulas semejantes, como
AgCl y ZnS o CaF2 y Fe(OH)2
Ejemplo 1.
PREDICCIÓN DEL EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN
Para la reacción en equilibrio en que participa un sólido iónico en disolución acuosa, puede
darse cualquiera de las siguientes condiciones:
La disolución no está saturada
La disolución está saturada
La disolución está sobresaturada
Para las concentraciones de iones que no corresponden a condiciones de equilibrio se
utiliza el cociente de reacción Q, que en este caso se denomina: Producto iónico (Qps) para
predecir si se formará un precipitado.
El producto iónico (Q) tiene la misma forma de Kps pero las concentraciones son las
iniciales.
SOLUBILIDAD MOLAR Y SOLUBILIDAD
(Relación entre Kps y S)
Hay dos maneras de expresa la solubilidad de una sustancia:
Solubilidad molar: número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada
(mol/l)
Solubilidad, es el número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada
(g/l). Se habla de solución saturada alguna temperatura dada (que suele ser 25°C)
RELACIÓN ENTRE KPS y S Por ejemplo:
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl-(ac)
Kps = [Ag+] [Cl
-]
[Ag+]= S [Cl
-]= S
Donde S es la solubilidad molar
Por tanto Kps = S. S => Kps = S2
S =
Ejemplo 1:
Ejemplo 2.
La solubilidad del sulfato de calcio es 0,67 g/l. Calcule el valor de la Kps para este compuesto.
MCaSO4 = 136 g/mol
S = 4,93x10-3
mol/l
CaSO4(s) Ca2+
(ac) + SO4= (ac)
Kps = [Ca2+] [SO4
=]
Kps = S2
Kps = (4,93X10-3
)2
Kps = 2,427x10-5
Ejemplo 3: Ag2CrO4(s) 2Ag
+ (ac) + CrO4
= (ac)
Kps = [Ag+]
2 [CrO4
=]
[Ag+] = 2S [CrO4
=] = S
Donde S es la solubilidad molar
Por tanto Kps = (2S)2. (S) => Kps = 4S
3
S =
Relación entre el Kps y la solubilidad molar.
Ejemplo 4
EFECTO DEL ION COMUN Y LA SOLUBILIDAD
Hasta el momento hemos visto sólo casos donde hay una sal en una solución donde el resto
sería agua pura, o donde los iones son provenientes de una única sal. Pero, ¿cómo se puede
calcular la solubilidad o Kps si hay más sales que están aportando más iones del que estamos
trabajando?
El desplazamiento del equilibro causado por la adición de una compuesto que tiene un ión
en común con las sustancias disueltas, se conoce como efecto del ión común.
Suponga que se estudia una disolución en la que están disueltas dos sustancias que tienen
un ión en común, por ejemplo el cloruro de plata, AgCl y el nitrato de plata, AgNO3. Además de
la disociación del AgCl, el siguiente proceso también contribuye a la concentración total de los
iones plata (el ión en común) en la disolución:
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl
- (ac)
AgNO3 (s) Ag+(ac) + NO3
- (ac)
Si el AgNO3 se agrega a una disolución saturada de AgCl, el incremento de la
concentración de los iones plata hará que el producto iónico sea mayor que el producto de
solubilidad:
Q = [Ag+]i [Cl
-]I > Kps
Para restablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, como lo predice el Principio
de Le Chatelier, hasta que el producto iónico de nuevo sea igual a la Kps. El efecto de agregar
un ión en común es, entonces, una disminución de la solubilidad de la sal (AgCl) en la
disolución. Observe que en este caso, la concentración de los iones plata ya no es igual a la
concentración de los iones cloruro en el equilibrio, sino que [Ag+] > [Cl
-]
PRECIPITACIÓN SELECTIVA
Tanto en el análisis químico cualitativo como en el cuantitativo, con frecuencia es necesario
aprovechar las solubilidades diferentes para separar sólo a una de las sales de una solución. Los
cálculos que emplean los productos de solubilidad pueden revelarnos cuándo es posible una
separación de este tipo.
EJERCICIOS 1. La solubilidad del sulfato de bario, BaSO4 en agua pura es de 1,22x10
-5 mol/l. Calcule
el valor del producto de solubilidad. ¿Cuál es la concentración del ión bario, Ba+2
en la
solución saturada de sulfato de bario.
2. La solubilidad del BaSO4 es 2,45x10-4
g/100 ml. ¿Cuál es el valor del Kps para el
BaSO4. R= 1,1x10-10
K+
Ba2+
SO4=
Cuando se agregan iones SO4
=, se forma un precipitado de BaSO4,
con lo que se elimina la mayoría de los iones Ba+2
. El K2SO4 es
soluble y se queda en solución. El precipitado BaSO4 se puede
separar de la solución por filtración
Cl-
Br-
I-
NO3-
Aunque ambos productos fueron insolubles, se puede lograr cierto
grado de separación mediante el reactivo apropiado para realizar la
precipitación. Si se agregan iones nitrato, NO3-, se convertirán en
halogenuros insolubles precipitando de manera selectiva, AgI, AgBr
y luego AgCl.
3. La solubilidad del cromato de plata, Ag2CrO4 es 7,8x10-5
mol/l en agua pura. Calcule la
constante del producto de solubilidad.
4. La solubilidad del Ag2CrO4 es 1,31x10-4
mol/l. Calcular el Kps para el Ag2CrO4.
R= 9,0x10-12
5. Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 en g/l, si su producto de solubilidad es Kps
Mh(OH)2 igual 3,4x10-11
R= 0,012 g/l
6. Calcular la solubilidad del PbF2, si su constante del producto de solubilidad es Kps PbF2
igual 3,7x10-8
R= 0,514 g/l
7. El Kps del fluoruro de bario, BaF2 es de 1,7x10-6
. Calcule la solubilidad del BaF2 en
agua pura, la concentración del Ba+2
y del F- en la solución saturada.
8. Calcule la solubilidad del cloruro de plata, AgCl en (g/l) en una disolución de nitrato de
plata, AgNO3.
9. Calcular el número de gramos de AgCl que pueden disolverse en 400 ml de agua. Kps
AgCl es 1,0x10-10
R= 5,73x10-4
g
10. La solubilidad del CaSO4 en agua pura es 1,09 g/l. Calcular la solubilidad del CaSO4 en
una solución 0,02 mol/l de iones SO4=
R= 3,20x10-3
mol/l
11. Calcular la solubilidad del cromato de plata, Ag2CrO4 en: a) agua pura, b) en solución
de AgNO3 de concentración 0,2 mol/l, c) en una solución de K2CrO4 de concentración
0,08 mol/l. Si Kps de Ag2CrO4 es 1,9x10-12
12. Se ha comprobado que la máxima cantidad de Pb(IO3)2 que se puede disolver en 5 litros
de una solución de NaIO3 es 0,010 mol/l es de 4,9x10-9
mol. Calcular el Kps del
Pb(IO3)2
R= 9,80x10-14
13. El producto de solubilidad del fluoruro de calcio es 1,7x10-10. Calcule la solubilidad
del CaF2 en a) agua pura, b) en Ca(NO3)2 de concentración 0.1 mol/l y c) en KF de
concentración 0,15 mol/l.
14. Calcular el número de gramos de SrCl2 requeridos para precipitar SrSO4 en 1 litro de
solución que contiene 0,0010 mol de iones SO4=. Kps SrSO4 es 2,80x10
-7
R= g SrCl2: 0,044 g
15. El Pb(IO3)2 es una sal escasamente soluble, cuya constante del producto de solubilidad
es 9,8x10-14
. A 35 ml de una solución de Pb(NO3)2 de concentración 0,15 mol/l se le
agregan 15 ml de una solución de KIO3 de concentración 0,80 mol/l y se forma un
precipitado de Pb(IO3)2. ¿Cuáles son las concentraciones de los iones Pb+2
y IO3- que
quedan en solución.
R= [Pb+2
]: 5,38x10-12
mol/l; [IO3-]: 0,135mol/l
16. Cuál es la concentración de iones Ag+ que se encuentran en solución si el AgCl es
precipitado por el agregado de HCl a una solución de AgNO3, de tal manera que se
obtenga una concentración final de iones Cl- de 0,10 mol/l. Kps AgCl es 1,0x10
-10
R= 1,0x10-9
mol/l
17. Se dispone de una solución que contiene sulfato 0,002 mol/l y fluoruro 0,003 mol/l. Si
se agrega lentamente una solución que contiene Ca+2
y los Kps de las sales son: CaSO4
3x10-5
y CaF2 1,7x10-10.
A) calcule la cantidad de Ca+2
necesaria para precipitar cada
sal. B) al agregar la solución de Ca2+
poco a poco ¿qué sal precipita primero?
18. Precipitará el Ag3PO4 cuando se mezclan 20 ml de AgNO3 0,002 mol/l con 30 ml de
Na3PO4 0,0005 mol/l. Kps Ag3PO4 es 1,8x10-18
. Demuestre su respuesta con cálculos.
R = si precipita el Ag3PO4
19. Se ha comprobado que 1,30x10-6 mol es la máxima cantidad de PbSO4 que puede
disolverse en 130 ml de solución de Na2SO4 1,1x10-3
mol/l. Se formará precipitado de
PbSO4 cuando se mezclan 20 ml de solución de Pb(NO3)2 2,0x10-4
mol/l con 80 ml de
solución de Na2SO4 1,0x10-4
mol/l. Demuestre su respuesta con cálculos.
R= no precipita el PbSO4
20. Se prepara una solución disolviendo 0,0010 mol de KBr y 0,0010 mol de K2CrO4 en
suficiente cantidad de agua para tener un volumen de un litro. Ahora, a esta solución se
le añade gota a gota una solución diluida de AgNO3 hasta q se forma un precipitado.
¿Precipitó AgBr o Ag2CrO4?. Kps AgBr es 5,0x10-13
y Kps Ag2CrO4 es 9,0x10-12.
Demuestre su respuesta con cálculos.
R= Precipitó AgBr
21. A una solución de 100 ml que contiene 15,7 g del ión Cl- se le agregan 150 ml de otra
solución que contiene 22,3 g del ión Br -. A la mezcla resultante se le añade lentamente
AgNO3 sólido. Suponer volumen constante. Calcular:
a) ¿qué solido precipita primero?
b) ¿Cuál es la concentración de los iones Ag+ en la solución cuando comienza a
precipitar el segundo sólido por el agregado continuo de AgNO3 sólido. Kps AgCl
es 1,0x10-10
y Kps AgBr es 5,0x10-13.
Demuestre su respuesta con cálculos.
R= no precipita ninguno de los dos compuestos.
22. A 1 litro de solución que contiene 1 mol de NH4OH y 2 mol de NH4Cl se añade MgCl2
sólido. ¿Cuál es la mínima concentración de ión Mg+2
que producirá la precipitación del
Mg(OH)2. Kb NH4OH es 1,8x10-5
: Kps Mg(OH)2 es 3,4x10-11
R= [Mg+2
]: 0,420 mol/l
23. Poco a poco se añade nitrato de plata a una disolución que tenga iones Cl- y iones Br
- en
concentración 0,020 mol/l para cada ión. Calcule la concentración de Ag+ que se
necesita para iniciar la precipitación del AgBr y b) la precipitación del AgCl. Kps
AgBr= 7,7x10-13
y Kps AgCl = 1,6x10-10
REFERENCIAS
- Chang, R. (1999). Química. México: Mc Graw Hill. Sexta edición.
- Organero, J. (2002) Equilibrio de Precipitación. Disponible en:
http://www.quimicafisica.es/
- Queirolo, A (2005). Nociones de producto de solubilidad. Disponible en:
http://cabierta.uchile.cl/revista/25/articulos/pdf/edu1.pdf
- Rodríguez, H (2001). Problemas de Equilibrio iónico. Universidad de Oriente,
Química II. Puerto La Cruz