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Apuntes Química. IES La Laguna. Manuel J Ruiz Mazo.

TEMA 3: EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS. REACCIONES DEPRECIPITACIÓN.

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3.1 Solubilidad.Disolver algo en agua es una operación que hemos hecho a menudo. Si intentamos disolver sal en agua veremos que, siaumentamos las cantidades de sal, llega un momento a partir del cual el sólido deja de disolverse. Hay unaconcentración límite a partir de la cual la sal deja de disolverse, por mucho que agitemos o intentemos que se disuelva.Cuando llegamos a esta situación decimos que la disolución está saturada.

La solubilidad depende, entre otros, de tres factores: el disolvente, el soluto y la temperatura. Cuando hablamos de lasolubilidad de un sólido en un líquido, normalmente un aumento de temperatura conlleva un aumento de la solubilidad(es más fácil disolver sal en agua caliente que en agua fría).

Aquí puede ver una tabla que indica cómo varía la solubilidad de diferentes sales con la temperatura:

Puede apreciarse por ejemplo que la solubilidad del nitrato de plomo (II) aumenta con la temperatura de formaprácticamente lineal, la del cloruro de sodio aumenta, pero ligeramente, la del nitrato de potasio aumenta con rapidez yde forma no lineal Una anomalía es la del sulfato de cerio (III), que disminuye al principio para quedar después estable.

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Llamamos solubilidad de un compuesto a la concentración máxima del mismo que admite un disolvente. Es la concentración a partir de la cual ya no podremos seguir disolviendo y cuando añadamos una cantidad adicional veremos que no se disuelve.

También se puede definir la solubilidad de un compuesto como la concentración que tendrá una disolución saturada del mismo.

Puesto que la solubilidad es una concentración, sus unidades serán unidades de concentración. Normalmente la expresaremos en moles · litro-1.


3.2 Equilibrios heterogéneos. Reacciones de precipitación.

3.2.1 Aspectos teóricos.Cuando disolvemos en agua una sal soluble, se produce una reacción en la que la sal se ioniza, es decir, se separa eniones que quedan en la disolución. Por este motivo las disoluciones de sales conducen la corriente eléctrica. Es decir,cuando una sal se encuentra en disolución hay iones en dicha disolución.Por ejemplo, si disolvemos en agua una pequeña cantidad de cloruro de sodio, se produce este proceso:

NaCl (s) → Na+(dis) + Cl-

(dis)

Si la sal es soluble y la concentración es menor que la de saturación todo el sólido se disolverá. La reacción serácuantitativa, lo que significa que no habrá un equilibrio, sino que estará totalmente desplazada hacia la derecha. Nohay constante de equilibrio.

1. Los compuestos en los que existe enlace iónico, al disolverse producen iones en disolución. Este tipo decompuestos son llamados electrolitos.

2. Cuando la disolución de un electrolito es completa se dice que es un electrolito fuerte.3. Cuando la disolución de un electrolito no es completa, sino que se produce un equilibrio entre la parte

disuelta y una no disuelta diremos que es un electrolito débil.Los iones en disolución quedan rodeados por moléculas de agua, estarán hidratados, una manera de representarlos eseste dibujo:

En el que podemos ver cómo se deshace la estructura cristalina de la sal iónica y cómo los iones positivos y negativosquedan en la disolución rodeados por moléculas de agua. Esto sucede porque la molécula de agua, aunque es neutra,tiene cierta polaridad eléctrica. La zona de la molécula donde está el átomo de oxígeno es atraída por los iones positivosy la que contiene los átomos de hidrógeno por los iones negativos.

Veamos ahora qué sucede cuando hacemos lo mismo con un compuesto muy poco soluble, como el cloruro de plata.Suponga que tiene un recipiente con agua destilada, y que añadimos cierta cantidad de cloruro de plata sólido. Pormucho que agitemos parece que este compuesto no se disuelve, siempre queda el sólido en el fondo del vaso. Este pososólido se llama precipitado.En apariencia no se ha disuelto nada del cloruro de plata, pero si investigamos a fondo descubriremos que en el aguahay pequeñísimas cantidades de iones cloruro y plata (I), se ha producido un proceso reversible que ha alcanzado elequilibrio y se puede representar así:

AgCl(s) = Ag+(dis) + Cl-

(dis)

Se establece un equilibrio entre el sólido y los iones en disolución, simultáneamente los iones pasan al sólido y ésteproduce iones que pasan al disolvente. Este equilibrio tiene una constante de equilibrio que sería:

KC = [Ag+] · [Cl-]

En esta constante de equilibrio no figura el AgCl, ya que es un sólido. La constante de equilibrio de este tipo deprocesos también suele llamarse producto de solubilidad, PS o KPS.

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A este equilibrio le podemos aplicar las mismas tablas que usamos en el tema 2, y entonces tendremos lo siguiente:

[Ag+] mol/l [Cl-] mol/l

inicial 0 0

cambio x x

equilibrio x x

En el equilibrio, cada ion tendrá una concentración “x”, pero esta concentración corresponde a la disolución yasaturada, porque si no estuviera saturada no estaría en equilibrio y seguiría disolviéndose más cloruro de plata. Por este motivo, la concentración de los iones en el equilibrio coincide con la solubilidad, x = S así que:

KPS = [Ag+] · [Cl-] = x · x = S ·S = S².

Por lo tanto en este ejemplo:

S=√K PS lo que significa que si conocemos la solubilidad tendremos el producto de solubilidad y viceversa.

Naturalmente, si la estequiometría del problema es distinta tendremos que plantearlo. Por ejemplo, veamos el caso delMg3(PO4)2:

Mg3(PO4)2 (s) = 3 Mg2+(dis) + 2 PO3-

4 (dis)

En este caso la tabla es así:

[Mg2+ ] mol/l [PO3-4] mol/l

inicial 0 0

cambio 3x 2x

equilibrio 3x 2x

Y recuerde que x = solubilidad = S. Por lo tanto:

KPS=[ Mg+ 2] ³ · [PO4

−3]²=(3 S) ³ ·(2S)²=108· S5 ;S=

5√K PS

108Pero, por complicado que sea, sigue siendo cierto el hecho de que conociendo la solubilidad podemos obtener elproducto de solubilidad y viceversa.

3.2.2 Resolución de supuestos prácticos.EJEMPLO 1: (Cálculo del producto de solubilidad conociendo el valor de la solubilidad).El yoduro de bismuto (III) es una sal muy poco soluble en agua.a) Escriba el equilibrio de solubilidad del yoduro de bismuto sólido en agua.b) Escriba la expresión para la solubilidad del compuesto BeI 3 en función de su producto de solubilidad.c) Sabiendo que la sal presenta una solubilidad de 0,7761 mg en 100 mL de agua a 20ºC, calcule la constante delproducto de solubilidad a esa temperatura.Datos: Masas atómicas (u): I = 126,9 , Bi = 209,0 .La masa molecular del yoduro de bismuto (III) es 589,7 g/mola) El equilibrio es: Bi I 3 (s) = Bi3+

(dis) + 3 I-

(dis)

b) En el equilibrio las concentraciones serán [Bi3+] = S y [I-] = 3SComo KPS = [Bi3+] · [I-]3 = S · (3S)3 = 27S4

c) La solubilidad nos la dan en una concentración de mg de sal por 100 mL de agua. Esta unidad hay que pasarla amolaridad. Si en 100 mL hay 0,7761 mg de sal, en un litro habrá 7,761 mg = 0,007761 g de sal.

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M=

mMmV

=

0,007761589,7

1=1,31 · 10−5 M .

También se puede pasar a molaridad de otra forma. En 100 mL hay 0,7761 mg = 7,761 · 10-4 g de sal

M=

mMmV

=

7,761 · 10−4

589,70,1

=1,31 ·10−5 M .

Como ya sabemos el valor de la solubilidad podemos calcular el producto de solubilidad:

KPS=27 ·S ⁴=27 ·(1,31 ·10−5)

4=7,95· 10−19

EJEMPLO 2: (Cálculo de la solubilidad conociendo el valor del producto de solubilidad).La constante del producto de solubilidad del CaF2 a 20ºC es 3,9·10-11. ¿Cuál será su solubilidad a esatemperatura expresada en mol/litro?.La reacción de equilibrio es:

CaF2(s)=Ca(dis)+2

+2 F(dis)−¿

El producto de solubilidad del fluoruro de calcio es:Kps = [F-]2 · [Ca2+]En el equilibrio las concentraciones serán:

Conc (mol/litro) Ca2+ F-

inicial 0 0

formo s 2s

Equilibrio s 2s

K ps=[F⁻ ]2 · [Ca+2

]=(2 s)2 · s=4 · s ³ ; s=3√

K ps

4=

3√ 3,9 ·10−11

4=2,14 · 10−4 M .

3.2.3 El producto iónico, predicción sobre reacciones de precipitación.El producto de solubilidad contiene concentraciones correspondientes a una situación de equilibrio químico. Pero lasconcentraciones de iones en disolución no tienen por qué corresponder a un equilibrio en un momento dado. El producto de las concentraciones de los iones en una disolución, elevadas a sus coeficientes estequiométricos esllamado producto iónico Q. Este producto iónico puede coincidir con el producto de solubilidad cuando lasconcentraciones de los iones correspondan a una situación de equilibrio entre los iones disueltos y el precipitado sólido.

El producto iónico permite predecir si una sal precipitará o permanecerá disuelta. El concepto es similar al del cocientede reacción. Para saber si una sal precipitará o se disolverá calculamos el producto iónico y lo comparamos con elproducto de solubilidad, se pueden dar tres casos:

Q = Kps en este caso es un sistema en equilibrio. Tenemos una disolución saturada en equilibrio.Q > Kps la concentración iónica es más alta que la de saturación. Se producirá una precipitación.Q < Kps la concentración iónica es más baja que la de saturación. No habrá precipitado y podemos incluso disolver

algo más de la sal.

EJEMPLO 3:Se mezclan 80 ml de una disolución 0,01 M de sulfato de sodio con 120 ml de una disolución 0,02 M de nitrato debario. Suponga que los volúmenes son aditivos. ¿Precipitará alguna sal?. Dato: Kps(BaSO4) = 1,1 · 10-10.

Es importante que comprenda el problema físicamente. Disponemos en principio de dos disoluciones separadas desulfato de sodio y de nitrato de bario. Estas dos sales son solubles, cosa que deducimos porque si no fuera asítendrían que darnos los valores de sus productos de solubilidad.

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Cuando disolvemos una sal soluble se produce una ionización completa de dicha sal, porque no queda ningún sólidoprecipitado.Por lo tanto podemos representar nuestras dos disoluciones así:

Originalmente, pues, las concentraciones de cada ion antes de mezclar las dos disoluciones son:

[Na ⁺]inicial=0,02 M ;[SO 4−2

]inicial=0,01M ;[ Ba+2]inicial=0,02 M ;[ NO3⁻]inicial=0,04 M

Al mezclar las dos disoluciones las unimos, ahora sólo tenemos una disolución, su volumen es de 80+120=200mL.Como el volumen habrá cambiado, las concentraciones iniciales también habrán cambiado. Vamos a calcular lasconcentraciones de cada ion después de la mezcla. Para ello usamos la siguiente igualdad:

M antes ·V antes=M después ·V después

Las concentraciones después de la mezcla serán las siguientes:

[Na ⁺]después=[Na⁺ ]antes · V antes

V después

=0,02 · 80

200=8 ·10−3 M

[SO4−2

]después=[SO4

−2]antes · V antes

V después

=0,01 ·80

200=4 · 10−3 M

[Ba+2]después=

[Ba+2]antes ·V antes

V después

=0,02 ·120

200=1,2 · 10−2 M

[NO3⁻ ]después=[ NO3⁻]antes ·V antes

V después

=0,04 ·120

200=2,4 ·10−2 M

En esta disolución hay cuatro iones: sodio, sulfato, bario y nitrato. De los cuatro hay una combinación potencialmentepoco soluble: la de sulfato con el bario (lo sabemos por el dato del producto de solubilidad).La sal poco soluble es el sulfato de bario, con el siguiente equilibrio de solubilidad:

BaSO4 (s)=Ba+2(dis)+SO4

−2(dis ); K ps=[Ba+2

]eq· [SO4−2

]eq=1,1 · 10−10

Calculamos el producto iónico con las concentraciones reales:

Q=[Ba+2]real ·[SO 4

−2]real=1,2 · 10−2 · 4 ·10−3

=4,8 · 10−5

Está claro que Q > Kps, por lo tanto la sal precipitará6.

3.2.4 El efecto del ion común. El efecto salino.Suponga que tenemos una sal poco soluble, por ejemplo AgCl, cuyo producto de solubilidad es Kps = 1,8 · 10-10. En unmomento dado tenemos una disolución donde se ha establecido el siguiente equilibrio:

AgCl (s) = Ag+(dis) + Cl- (dis)En el recipiente hay un precipitado de AgCl sólido en equilibrio con pequeñas concentraciones de iones plata y cloruro.Vamos a calcular estas concentraciones.

Concentración (moles/litro) Ion plata (I) Ion Cloruro.

inicial 0 0

Se producen S S

Equilibrio S S

6 Para comparar dos números en notación científica fíjese primero en los exponentes. Si los exponentes fueran iguales entonces esel número o mantisa el que decide. En nuestro ejemplo el exponente de Q es -5 y el de Kps es -10. El exponente de Q es muchomayor, por lo que Q >> Kps en este problema.

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DISOLUCIÓN 1: Na2SO

4 → 2Na+ + SO

4 2-

Si la disolución 1 es 0,01 M, tendremos en su recipiente una concentración de 0,01 M del ión sulfato y el doble del ion sodio, es

decir, 0,2 M de sodio.

DISOLUCIÓN 2: Ba(NO3)

2 → Ba2+ + 2 NO

3 -

Si la disolución 1 es 0,02 M, tendremos en su recipiente una concentración de 0,04 M

del ión nitrato y 0,2 M de ion bario.


KPS=[ Ag⁺ ]· [Cl⁻ ]=S ·S=S ² ;1,8 ·10−10=S ² ;S=1,342 ·10−5 M .

Es decir, en la disolución hay pequeñas concentraciones de iones, del orden de 1,342·10-5 moles/litro.

Suponga que a esa disolución le añadimos una sal muy soluble: NaCl. Conseguimos que la concentración de NaCldisuelta sea 0,50 M. Como la disolución del cloruro de sodio es completa tendremos una disolución con los siguientesiones:

• Ion plata (I) procedente del cloruro de plata.• Ion cloruro procedente del cloruro de plata.• Ion sodio procedente del cloruro de sodio.• Ion cloruro procedente del cloruro de sodio.

El ion cloruro es lo que llamamos el ion común, porque es el ion que tienen las dos sales en común. ¿Cómo afecta (si es que afecta algo) la presencia del ion común a nuestra disolución?.Recuerde que el cloruro de plata establece el siguiente equilibrio:

AgCl (s) = Ag+(dis) + Cl- (dis)Si añadimos a la disolución de cloruro de plata una cierta cantidad de cloruro de sodio se producirá un desplazamientodel equilibrio. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, como estamos añadiendo cloruro, el sistema intentaráreducir la concentración de este ion desplazando el equilibrio a la izquierda. Es decir, disminuyendo lasconcentraciones de iones disueltos.

Vamos a calcular la solubilidad en presencia del ion común:

Concentración (moles/litro) Ion plata (I) Ion Cloruro.

inicial 0 0

Se producen S 0,50 + S

Equilibrio S 0,50 + S

En la tabla la concentración de cloruro es 0,50+S porque hay una cantidad S que procede del cloruro de plata y 0,50 Mque procede del cloruro de sodio.

KPS=[ Ag⁺ ]· [Cl⁻ ]=S ·(0,50+S)=0,50 · S+S ² ;1,8 · 10−10=0,50 · S+S ² ;

Tenemos una ecuación de segundo grado con una incógnita. Si la resolvemos obtendremos dos soluciones:

S1 = - 0,5 M S2 = 3,6 · 10-10 M

Desechamos la solución negativa y por lo tanto la solubilidad es 3,6 · 10-10 M. Si la comparamos con la solubilidadantes de añadir el ion común, que era de 1,342 · 10-5 M, vemos que ha disminuido mucho, ya que : 1,342 · 10-5 M es unnúmero miles de veces mayor que 3,6 · 10-10 M, y no es una exageración puesto que:

1,342 ·10−5

3,6 ·10−10 =37277,8

Cuando en una disolución que contiene una sal soluble aumentamos la concentración de un ion común (porejemplo añadiendo una sal soluble que contenga dicho ion) la solubilidad disminuirá. Este fenómeno es acordecon el principio de Le Châtelier.

Otro hecho comprobado es que si en una disolución de una sal poco soluble aumentamos la concentración iónicaañadiendo sales que no tengan iones comunes aumentaremos la solubilidad. Este fenómeno se conoce como efectosalino.

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Aproximaciones numéricas en ecuaciones.

Volvamos a la ecuación de segundo grado del ejemplo que hemos puesto:

S·(0,50+S )=1,8 ·10−10 ; S ²+0,50 · S−1,8 · 10−10=0

La resolvimos y obtuvimos dos soluciones, a saber:

S1 = - 0,5 M S2 = 3,6 · 10-10 M

Resolver una ecuación de segundo grado consume tiempo y a veces es complejo. Ni que decir tiene que podemos tenerun problema peor si nos enfrentamos a ecuaciones de grados superiores. En estos casos conviene saber realizaraproximaciones numéricas. Volvamos a analizar la ecuación original:

S·(0,50+S )=1,8 ·10−10

En esta ecuación conocemos el valor de “S”, pero podemos estar seguros de una cosa: “S” es la concentración deiones de la sal poco soluble en disolución. Por lo tanto S es un número muy pequeño, más aún, podemos afirmarde un modo razonable que S va a ser un número mucho menor que 0,50.

Por lo tanto podemos hacer la aproximación de que 0,50 + S vale aproximadamente 0,50.

Dicho con otras palabras: supongamos que S = 0,0000005. 0,50 + S = 0,5000005 que vale aproximadamente 0,50.

Por lo tanto, la ecuación:

S·(0,50+S )=1,8 ·10−10

Puede aproximarse con cierta confianza a

S·(0,50)=1,8 ·10−10

De ser una ecuación de segundo grado, la hemos convertido en una de primer grado. Resolviendo tenemos una solasolución:

S·(0,50)=1,8 ·10−10;S=1,8 ·10−10

0,50=3,6 · 10−10

y la solución es la misma que resolviendo la ecuación de segundo grado (compárela con la del principio de lapágina).

Si sabemos realizar aproximaciones numéricas en ejercicios donde la constante de equilibrio sea muy pequeña nosahorraremos mucho tiempo.

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3.3 Algunos problemas de acceso a la Universidad resueltos.PROBLEMA 3.1:Considere los siguientes compuestos y sus valores de Kps a 25º C indicados en la tabla:a) Formule sus equilibrios de solubilidad.b) Ordene en orden creciente la solubilidad molar de estos compuestos.

Sulfato de bario. Kps = 1,1 · 10-10

Sulfuro de cadmio. Kps = 8,0 · 10-28

Hidróxido de hierro (II). Kps = 1,1 · 10-16

Carbonato de calcio. Kps = 8,7 · 10-9

La solubilidad de un compuesto es proporcional a su producto de solubilidad. Por tanto el orden creciente de solubilidadpara estos compuestos será:

menos soluble: CdS < Fe(OH)2 < BaSO4 < CaCO3 : más soluble.No obstante, vamos a practicar calculando la solubilidad de cada compuesto según su equilibrio de solubilidad paracomprobar que el orden que hemos indicado es el correcto:SULFATO DE BARIO:

BaSO4 (s)=Ba+2(dis)+SO4

−2(dis)

Concentración (mol/litro) Sulfato Bario (II)

Equilibrio S S

K ps=[Ba+2]· [SO4

−2]=S · S=S ² ; S=√K ps=√1,1 · 10−10

=1,05 ·10−5 M

SULFURO DE CADMIO:

CdS(s)=Cd+2(dis)+S−2

(dis)

Concentración (mol/litro) sulfuro cadmio (II)

Equilibrio S S

K ps=[Cd+2]· [S−2

]=S · S=S ² ;S=√K ps=√8,0 ·10−28=2,83 ·10−14 M

HIDRÓXIDO DE HIERRO (II)

Fe(OH )2(s)=Fe+ 2(dis)+2OH ⁻ (dis)

Concentración (mol/litro) hidroxilo hierro (II)

Equilibrio 2S S

K ps=[Fe+2] ·[OH ⁻]2

=S ·(2S) ²=4 S3 ;S=3√

K ps

4=

3√1,1 ·10−16

4=3,02 ·10−6 M

CARBONATO DE CALCIO

CaCO3(s)=Ca+2(dis)+CO3

−2(dis )

Concentración (mol/litro) carbonato calcio (II)

Equilibrio S S

K ps=[Ca+2] ·[CO3

−2]=S · S=S ² ;S=√ K ps=√8,7 ·10−9

=9,33· 10−5 MEl orden de solubilidades es el que predijimos.

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PROBLEMA 3.2El hidróxido de magnesio es poco soluble en agua (Ks = 1,8·10-11).a) Formule el equilibrio de disolución del hidróxido de magnesio y escriba la expresión del producto desolubilidad.b) Calcule la solubilidad en mol/litro.c) ¿Cómo afectará a la solubilidad la adición de cloruro de magnesio?.d) ¿Cómo afectará a la solubilidad la adición de ácido clorhídrico?.

a), b) Mg(OH )2(s)=Mg+2(dis)+2OH ⁻(dis)

Concentración (mol/litro) hidroxilo magnesio (II)

Equilibrio 2S S

K ps=[Mg+2]· [OH ⁻ ]

2=S ·(2S )²=4 S3; S=

3√K ps

4=

3√ 1,8 · 10−11

4=1,65 · 10−4 M

c) El MgCl2 es una sal soluble (no nos indican que haya un producto de solubilidad para esta sal) que se disocia en aguasegún la reacción:

MgCl2(s)→Mg+2(dis)+2Cl ⁻(dis)

Esta sal tiene un ion común con el hidróxido de magnesio, el ion Mg2+. Al añadir iones magnesio su concentraciónaumentará y el equilibrio de disociación del hidróxido de magnesio se desplazará a la izquierda. La solubilidaddisminuirá (efecto de ion común).

d) El ácido clorhídrico, como todos los ácidos, produce iones H+ cuando se disocia:

HCl(dis)→H ⁺(dis)+Cl⁻ (dis)Los iones H+ reaccionan con los iones OH- según la reacción:

H⁺ (dis)+OH ⁻(dis)→H 2O

Esto significa que la adición de ácido produce un gasto de iones OH-. Como la concentración de iones OH- disminuyeel equilibrio de disolución del hidróxido de magnesio se desplazará a la derecha y la solubilidad aumentará.

PROBLEMA 3.3 El hidróxido de cadmio (II) es una sustancia cuyo producto de solubilidad es 7,2 · 10-15 a 25ºC y aumenta alaumentar la temperatura. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a) El proceso de solubilización de esta sustancia es exotérmico.b) La solubilidad a 25ºC tiene un valor de 1,24·10-5 g/L.c) Esta sustancia se disuelve con más facilidad si aumenta la acidez del medio.Datos. Masas atómicas (uma): H = 1; O = 16 ; Cd = 112.

a) FALSOEl equilibrio de disolución se formula según la reacción:

Cd(OH )2(s)=Cd+2(dis)+2OH ⁻(dis)

Un aumento de la temperatura aumenta la disolución del hidróxido. Como sabemos por el principio de Le Châtelier unaumento de temperatura favorece las reacciones endotérmicas. Por lo tanto la reacción será endotérmica.

b) FALSOCalculemos la solubilidad del hidróxido de cadmio:

Concentración (mol/litro) hidroxilo cadmio (II)

Equilibrio 2S S

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K ps=[Cd+2]· [OH ⁻ ]

2=S ·(2S) ²=4 S3; S=

3√K ps

4=

3√7,2 ·10−15

4=1,22 ·10−5 M

Esta es la solubilidad en moles/litro. Necesitamos el valor de la solubilidad en gramos/litro:La masa molecular del hidróxido de cadmio es 112 + 16·2 + 1·2 = 146 g/mol, por lo tanto:

1,22· 10−5 mollitro

·146 gramos

1mol=1,78 ·10−3 g

L≠1,24 ·10−5 g

L

c) VERDADEROComo vimos en el apartado (d) del problema anterior, un aumento de acidez supone aumentar la concentración de ionesH+, que reaccionan con los iones OH-. Como la concentración de iones hidroxilo disminuye el equilibrio de disoluciónse desplaza a la derecha y aumenta la solubilidad.

PROBLEMA 3.4El producto de solubilidad del carbonato de calcio a 25ºC es 4,8·10-9. Calcule:a) La solubilidad molar de la sal.b) La masa de carbonato de calcio necesaria para preparar 250 ml de una disolución saturada de dicha sal.Datos. Masas atómicas C = 12 u ; O = 16 u; Ca = 40 u.

a) El equilibrio de solubilidad de esta sal es:

CaCO3(s)=Ca+2(dis)+CO3

−2(dis)

Calculamos su solubilidad:

Concentración (mol/litro) carbonato calcio (II)

Equilibrio S S

K ps=[Ca+2] ·[CO3

−2]=S · S=S ² ;S=√ K ps=√4,8 · 10−9

=6,93· 10−5 M

b) La masa molecular del carbonato de calcio vale 100 g/mol.La concentración de una disolución saturada de carbonato de calcio es 6,93 · 10-5 M. Aplicamos la fórmula de lamolaridad y tenemos:

M=(

ms

Mm)

V D

;6,93 · 10−5=

ms

1000,250

; ms=0,00173 gramos

PROBLEMA 3.5La solubilidad del hidróxido de magnesio en agua a 25ºC vale 9,6 mg/litro.a) Escriba la ecuación de disociación y calcule el producto de solubilidad.b) Calcule la solubilidad de esta sal en una disolución 0,1 M de nitrato de magnesio.

El equilibrio de disociación es:

Mg(OH )2(s)=Mg+2(dis)+2 OH ⁻(dis)

y por lo tanto


Equilibrio 2S S

K ps=[Mg+2]· [OH ⁻ ]

2=S ·(2S )²=4 S3

Parece fácil hallar el producto de solubilidad sustituyendo el valor de “S”, pero atención: “S” debe estar en moles/litroy a nosotros nos dan el dato en mg/litro. Hay que realizar antes el siguiente cambio de unidades:

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S=9,6mg

litro·

1 g1000 mg

·1mol58,3 g

=1,65 · 10−4 moll

(tenga en cuenta que la masa molecular es 58,3 g/mol).

Ahora sí:

K ps=4 S3=4 ·(1,65 ·10−4

) ³=1,80 · 10−11

b) En la disolución con nitrato de magnesio hay un ion común: el Mg(II).La concentración de magnesio será la suma de la que proceda del hidróxido de magnesio más la que procede de ladisolución del nitrato de magnesio:


Equilibrio 2S S + 0,1

Por lo tanto:

K ps=[Mg+2]· [OH ⁻ ]

2=(S+0,1)·(2 S)²=1,80 ·10−11

Es una ecuación de tercer grado. Usted, en 2º de Bachillerato, no conoce un método directo para resolver este tipo deecuaciones. Es obligado hacer una aproximación numérica:Como “S” es sin duda un número muy pequeño podemos suponer sin riesgo de equivocarnos que S + 0,1 esaproximadamente igual a 0,1. Así nuestra ecuación queda como sigue:

K ps=[Mg+2]· [OH ⁻ ]

2=(S+0,1)·(2 S)²≃0,1 ·(2S) ²=0,4 · S ²=1,80 · 10−11

Por lo tanto:

S=√ 1,80· 10−11

0,4=6,71 · 10−6 M

Observe que S = 0,00000671, por lo tanto 0,1 + S = 0,10000671, que aproximadamente es 0,1, nuestra aproximaciónpara simplificar el álgebra del problema es correcta.Observe también que la solubilidad ha disminuido, como era previsible por el efecto del ion común.

PROBLEMA 3.6Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) Si a una disolución saturada de una sal poco soluble le añadimos uno de los iones que la forman, disminuye lasolubilidadVERDADERO.Este es el efecto del ion común. Dada una sal AB(s) que se disocia así:AB (s) = A+(dis) + B-(dis). Si añadimos uno de los iones a la disolución aumentará su concentración y el equilibrio sedesplazará (para contrarrestar este cambio) hacia la izquierda disminuyendo así la solubilidad.b) Dos iones de cargas iguales y signos opuestos forman un precipitado cuando el producto de susconcentraciones es igual a su producto de solubilidad.VERDADERO, PERO CON RESERVAS.En este caso estamos en el límite. El producto de sus concentraciones es el producto iónico. Si éste es menor que elproducto de solubilidad NO habrá precipitación. Si es igual estamos en equilibrio, si lo superamos habrá precipitado.c) Para desplazar el equilibrio de solubilidad hacia la formación de más sólido, se extrae de la disolución partedel precipitado.FALSO.Al ser el precipitado sólido, su concentración no aparece en el producto de solubilidad del equilibrio heterogéneo y porlo tanto no afecta al equilibrio un cambio en la cantidad del sólido.

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Bibliografía del tema:La bibliografía general del curso:

• Química 2º Bachillerato. Serie Investiga. (Proyecto Saber Hacer).Guardia Villarroel, Cristina / Menéndez Hurtado, Ana Isabel y otros.Editorial Santillana. ISBN 978-84-680-2677-0.Tema 6. pp. 186-191.Iniciación a la Química (Preparación para el acceso a la Universidad).García Rodríguez, A. / García Vargas, M. y otros.Editado por la Consejería de Educación de la Junta de Andalucía. ISBN: 978-84-8439-393-1.Tema 3. pp. 182-250.

También puede consultar unos apuntes de problemas resueltos de pruebas de acceso a la universidad sobre el temarealizados por el profesor D. Domingo A. García Fernández, del I.E.S. Emilio Castelar de Madrid. El enlace para poderconsultarlos (junto con mucho material también recomendable de la materia) es la página web:https://sites.google.com/site/fisicayquimicaemiliocastelar/Home/quimica-de-2-de-bachillerato-curso-2015-2016.

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tema 3: equilibrios heterogÉneos. reacciones de … · apuntes química. ies la laguna. manuel j...

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