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Equilibrios solubilidad o de precipitación
Reacciones de precipitación
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ÍNDICE
1.- Conceptos básicos
2.- Producto de solubilidad
3.- Ejercicios
4.- Factores que afectan a la solubilidad
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CONCEPTOS BÁSICOS
velociddisolución = velocidcristalización
Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada.
1
Þ Equilibrio de solubilidad
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Solubilidad de un soluto en un disolvente dado:Cantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada en una cantidad dada de disolvente.
ßMáxima cantidad de soluto que puede disolverse en unacantidad fija de disolvente.
[p.ej. NaCl en agua a 0ºC Þ s = 35.7 g por 100 mL agua]
Si disolvemos menos cantidad ß
disolución no saturadas
gramos soluto / 100 mL disolventegramos soluto / L disoluciónmoles soluto / L disolución (Molar)
Sólidosiónicos
cristalinos
• Solubles (s ³ 2×10-2 M)• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 2×10-2 M)• Insolubles (s £ 10-5 M)
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Sal formada porSolubilidad
Anión Catión
Todos Alcalinos Solubles
NO3- Casi todos Solubles
Cl-Ag+ , Pb2+ Insolubles
Resto Solubles
SO42-
Ca2+, Ba2+, Pb2+ Insolubles
Resto Solubles
S2-Alcalinoterreos Solubles
Resto Insolubles
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PbI2 (s) « Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
• Dinámico• Heterogéneo• Reacción directa: disolución• Reacción inversa: precipitación
Reacciones de precipitación: Aquéllas quedan como resultado la formación de unproducto insoluble.
Precipitado: Sólido insoluble que se formapor una reacción en disolución.
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PRODUCTO DE SOLUBILIDAD2
[Concentraciones en el equilibrio] Producto desolubilidad
Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:Depende de la estequiometría de la sal
AgCl (s) « Ag+ (aq) + Cl- (aq)
[ ]o - -[ ]eq s s
KPS = [Ag+][Cl-] = s2
PSKs
KPS = [Ag+][Cl-]
KPS = s2PSKs
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Bi2S3 (s) « 2 Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)
2 s 3s
KPS = [Bi3+]2 [S2-]3 KPS = (2s)2 (3s)3 = 108 s5
Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:Depende de la estequiometría de la sal
BaCl2 (s) « Ba2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
s 2s
KPS = [Ba2+] [Cl-]2KPS = (s) (2s)2 = 4s3 3 PS
4Ks
5 PS
108Ks
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Kps [Catión] [Anión] relación
AgCl [Ag+] [Cl-] s s Kps = s2 ; s = (Kps)1/2
BaSO4 [Ba+2] [SO4=] s s Kps = s2 ; s = (Kps)1/2
Ag2CO3 [Ag+]2 [CO3=] 2s s Kps =4 s3 ; s = (Kps/4)1/3
PbF2 [Pb+2][F-]2 s 2s Kps =4 s3 ; s = (Kps/4)1/3
Al(OH)3 [Al3+][OH-]3 s 3s Kps =27 s4 ; s = (Kps/27)1/4
Ca3(PO4)2 [Ca2+]3[PO43-]2 3s 2s Kps =108 s5 ; s = (Kps/108)1/5
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Calcula la solubilidad del hidróxido de cobre II, sabiendo que Kps= 2.2 10-20
Cu(OH)2 (s) Cu+2(ac) + 2 OH-(ac) inicio 0 0equilibrio s 2s
Kps = [Cu+2][OH-]2
2.2 10-20 = (s) (2s)2=4 s3
s = = 1.8 10-7 M
solubilidad Cu(OH)2 = 1,8 10 –7 mol Cu(OH)2 97,57 g Cu(OH)2 = 1,8 10–5 g/L 1 L 1 mol Cu(OH)2
3√ 2.2.10− 20
4
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Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones quepueden formar una sal insoluble.¿Cómo saber si se formará precipitado?
Q = KPS Þ Equilibrio : disolución saturada
Q > KPS Þ Se desplaza hacia la izquierda : precipita
Q < KPS Þ No precipita : disolución no saturada.
Calculamos Q, con las concentraciones iniciales de cada uno de los iones de la sal
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FACTORES QUE AFECTAN A LASOLUBILIDAD.4
4.1. Efecto de la temperatura
Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio.
• Si DHºdis > 0 (endotérmica) Þ si T : KPS y s • Si DHºdis < 0 (exotérmica) Þ si T : KPS y s
AB (s) « A+ (aq) + B- (aq) DHºdis = ?
En general:- los sólidos son más solubles en agua caliente y,- los gases son más solubles en agua fría
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4.2. Efecto del ión común
La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuyeen presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.
PbI2 (s) « Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) ® K+ (aq) + I- (aq)
Ión común
s (PbI2 en agua) = 1.2×10-3 Ms (PbI2 en una disolución 0.1 M de KI) = 7.1×10-7 M
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Calcula la solubilidad del AgCl (Kps = 1,6 10-10) en una solución de AgNO3 6,5 10-3 M
1º Tenemos en solución Ag+, Cl-, NO3-, pero este último es siempre muy soluble, para estos efectos es un ion espectador 2º El AgNO3 es un electrolito fuerte, se disocia totalmente,AgNO3 (s) ® Ag+ (ac) + NO3-(ac) 6,5 10-3 M 6,5 10-3 MSea s la solubilidad del AgCl en la disolución de AgNO3
AgCl (s) ® Ag+ (ac) + Cl-(ac)inicio 6,5 10-3 0,0 equilibrio 6,5 10-3 + s s
3º Kps =[Ag+][Cl-] 1,6 10-10 = (6,5 10-3 + s) (s)
Como el AgCl es poco soluble y en presencia del ion común (Ag+) lo será aún mucho menos; entonces hacemos s 0 y (6,5 10-3 + s) 6,5 10-3
1,6 10-10 = (6,5 10-3 ) (s)
s = 2,5 10-8 M
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4.3. Efecto del pH
Mg(OH)2 (s) « Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Si el pH se hace más ácido Þ menor [OH-] Þ Þ el equilibrio se desplaza a la derecha Þ mayor solubilidad.
Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente carácter básico.
CaF2 (s) « Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)
F- (aq) + H2O (l) « HF (aq) + OH- (aq)
La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumentaconforme el pH disminuye.
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Aplicación: Formación de caries
Esmalte dental: hidroxiapatita
Ca10(PO4)6(OH)2 (s) « 10 Ca2+ (aq) + 6 PO43- (aq) + 2 OH- (aq)
Si añado F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s) que resistemejor el ataque de los ácidos.
Otros fenómenos:* Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos* CO2 de la respiración: deterioro de estalactitas y estalagmitas
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3.4. Formación de iones complejos.
Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis.La unión de un ión metálico con una (o más) bases de Lewis seconoce como ión complejo.
Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) « Ag(NH3)2+ (aq)
Ión complejo
p.ej.: La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobrela solubilidad del AgCl, que aumenta mucho.
AgCl (s) « Ag+ (aq) + Cl- (aq)
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Precipitado AgCl (s)
Disolución saturada: Ag+(aq) y Cl- (aq)Disolución
Ag(NH3)2+ (aq) y Cl- (aq)
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