Clase 7-1 Quimica Inorganica Cualitativa

Quim. Elizabeth Espinosa D.

QUIMICA INORGANICA CUALITATIVAING.GEOLOGICACLASE 7-1EQUILIBRIO EN SISTEMAS HETEROGENEOS-KPS.


CONTENIDO DE LA CLASE 7-1 1.-Introduccion al Equilibrio Químico. 2.-Equilibrio químico en sistemas

heterogéneos. 3.-Solubilidad 4.-Constante del producto de solubilidad

Kps 5.-Aplicaciones de KPS, casos y ejemplos. 6.-Efecto del ion comun 7.- Efecto salino.


INTRODUCCION: La mayoría de reacciones del analisis

cualitativo y cuantitativo se desarrollan en me dio acuoso, son ionicas, relativamente reversibles y se les controla aplicando los principios del EQUILIBRIO QUIMICO.

Al ajustar las concentraciones de determinadas sustancias, se logra que una precipitación sea mas completa, o que sea inhibida total o parcialmente, etc. entre otras posibilidades que permiten separar los iones entre si e identificarlos.


Reacciones reversibles

Los productos que se forman reaccionan entre si para reponer las sustancias originales (reaccionantes), a menos que los productos que se van formando sean “retirados” del medio.

Si se mantiene las condiciones externas del sistema , la reacción se desarrolla de izq. a der. para formar los productos, a una cierta velocidad por un tiempo determinado.

Pero luego tambien los productos comenzarán a reaccionar entre si a una velocidad dada:


Reacciones reversibles…

Se establecen dos reacciones con sentidos opuestos , y en un tiempo definido se igualan las velocidades de ambas reacciones y se dice que

Se ha alcanzado un estado de equilibrio dinámico propio de las reacciones

reversibles:

las reacciones se siguen efectuando en ambos sentidos.


Velocidad de Reaccion A T=0, los reaccionantes están en su máxima

concentración: La conc.de los productos es CERO. Al avanzar la reacción, las concentraciones de los

reaccionantes van bajando y se incrementan las de los productos.

La velocidad de la reacción es el cambio que se produce en la concentración de un reaccionante en la unidad de tiempo, moles/L por segundo por ejemplo.

El tiempo requerido para alcanzar el equilibrio dinámico en una reacción química dada depende de las condiciones del sistema.


¿Qué factores afectan la velocidad de reacción?

Los reaccionantes deben estar juntos, y colisionar entre si de manera efectiva. No todos los choques entre las partículas son efectivos para formar los productos.

3 factores fundamentales favorecen un mayor numero de colisiones efectivas, y por eso incrementan la velocidad de reacción:

A-Presencia de catalizadores B- Temperatura favorable C- Incremento de la concentración de los

reaccionantes.


CONCENTRACION DE LOS REACCIONANTES

A + B === Productos La velocidad de reacción depende del numero de

colisiones efectivas entre los reaccionantes. Si T y los catalizadores permanecen constantes,

para duplicar la velocidad de reacción se requiere doblar la concentración de uno de los reaccionantes.

Al duplicar la concentración del otro reaccionante, la Ver se incrementara 4 veces y así sucesivamente. Estas consideraciones varían cuando los reaccionantes no están en relación 1:1 en la ecuación balanceada


LEY DE ACCION DE MASAS:

“Ley de Acción de Masas, (1864 )postulada por los científicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage:

A temperatura constante, el progreso de una reacción química es proporcional a las masas activas de las sustancias reaccionantes que se encuentran presentes”

“A T constante, la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las formalidades de los reaccionantes; cada concentración estará elevada a un exponente que es su respectivo coeficiente en la ecuación balanceada”.


LEY DE ACCION DE MASAS…

Si A y B reaccionan así: aA + bB=== Producto

Al incluir una constante K, que contiene todos los factores constantes(*) a excepción de las concentraciones, :

Ver = K x (A)a x (B)b

(*)consolida los efectos de la naturaleza de los reaccionantes, catalizadores, temperatura, presión, etc.


Ecuación general de una reacción reversible, a T=constante :

aA + bB ==== cC+ dD Ver de izq a der. Vrr = Kr x (A)a x (B)b

Ver de der. A izq. Vrp= Kp x (C)c x (D)d

En el equilibrio, Vrr será igual a Vrp Kr x (A)a x (B)b = Krp x (C)c x (D)d

Pasando las constantes a un solo miembro: Krr/Krp = (C)c x (D)d/ (A)a x (B)b El cociente de 2 constantes, es una nueva

constante, K de equilibrio: Ke = (C)c x (D)d/ (A)a x (B)b ………..(ec.

final)


CONSTANTE DE EQUILIBRIO Ke

Ke no se altera al cambiar la concentración de los componentes de una reacción química reversible, ni al introducir un catalizador en el sistema, solo si se cambia la temperatura.

Por convención, las concentraciones de los productos van en el numerador.

La ecuación final expresa la ley del equilibrio químico, es una afirmación de la ley de masas, y aplicación especial del llamado “Principio de Le Chatelier”:


PRINCIPIO DE LE CHATELLIER: “Cuando se aplica un esfuerzo a un

sistema en equilibrio, éste se desplaza de tal forma que tiende de anular ò compensar dicho esfuerzo”.

Entre los factores que afectan al sistema están la presión, las concentraciones, la temperatura.

Los cambios en la presión afectan a las reacciones en las cuales intervienen gases.

1.-Ej: NH4+ + OH- === NH3(g) + H2O En m. cerrado, va subiendo la presión en el

sistema al producirse el gas: El NH3 tendera a descomponerse favoreciendo la reacción de der a izq.


PRINCIPIO DE LE CHATELLIER, ejemplos

2.-Ej. N2(g) + 3H2(g)== 2NH3(g) 4 volúmenes (ò moles) de gases

reaccionantes dan 2 volúmenes de producto. Si se eleva P a este sistema, tendera a bajar

su volumen total , la reacción de izq a der dará menor numero de moles de gases: el equilibrio se desplazara hacia la derecha.

Un aumento de presión favorecerá el incremento del producto en esta reacción.


APLICACIÓN DE LA LEY DEL EQUILIBRIO QUIMICO, CASOS:

I.-Sistemas Homogéneos: En la ionización de los electrolitos débiles en una sola fase (mezcla uniforme de iones y moléculas del electrolito, o de gases).

II.-Sistemas heterogéneos. En el equilibrio establecido entre compuestos poco solubles y los escasos iones que se disuelven en el medio.


APLICACIÓN DE LA LEY DEL EQUILIBRIO QUIMICO, CASOS…

En los sistema heterogéneos, hay mas de una fase o estado fisico. Ej. En una

solución saturada, queda soluto poco soluble en estado solido-fase solida-

que esta en contacto con los iones que se han solubilizado de este soluto en la

fase liquida. En esta clase de sistema, la aplicación

del equilibrio químico se conoce como el principio del Producto de solubilidad.


EQUILIBRIO EN SISTEMAS HETEROGENEOS

En una solución saturada con un electrolito muy poco soluble se establece un equilibrio entre la parte no soluble y la parte solubilizada, que se encuentra en forma ionizada.

Es importante enfatizar que ningún compuesto es absolutamente insoluble, todos ellos dan lugar a soluciones saturadas

(lo maximo que se disuelve de un soluto/L a una temperatura dada).


SOLUBILIDAD:.

Las sales inorgánicas son mas solubles en solventes polares. Un compuesto iónico solido consta de iones distribuidos simétricamente s/ el tipo de red cristalina y su disposición depende fundamentalmente del tamaño de los iones.

En la red cristalina, los iones se mantienen en sus posiciones por las fuerzas electrostáticas resultantes de las cargas de dichos iones. Para romper esta red cristalina, es necesario superar sus fuerzas electrostaticas.


Al disolver un electrolito: Las molèculas polares del agua

rodean a los iones del cristal: Los dipolos de las molèculas del agua

se orientan ejerciendo una fuerza separativa capaz de vencer y superar las fuerzas de atracción de los iones del cristal.

Para disolver un compuesto se requiere mas energía que la que se libera al formarse las redes iónicas del misma:

La energía de solvatación debe ser mayor que la de formación de la red cristalina.


Energía de solvatación

Es la requerida para que se combinen los iones ò molèculas de soluto con las del solvente, proviene de 2 fuentes:

1- La atracción de los dipolos de las molèculas del solvente sobre los iones del cristal.

2.-La reacción química entre los iones y las molèculas del solvente (solvatación): Se forman los iones (hidratados) solvatados con la liberación correspondiente de energía.


Solubilidad

Si la energía de la red cristalina es muy grande, los electrolitos serán poco solubles.

Aun a muy pequeña solubilidad, debido a la gran diferencia entre la energía de solvatación y la de la red cristalina, la parte disuelta pasa a la solución en forma iónica: Se da una reacción reversible al establecerse un equilibrio entre los iones que están en solución y el soluto no disuelto.


Se establece un equilibrio dinámico:

Una reacción progresara hacia la liberación de los iones del cristal, y la otra, en sentido contrario, depositando los iones en la superficie del cristal.

Si: MA es el electrolito poco soluble, integrado por iones monovalentes, M y A, en el equilibrio:


solubilizacion

MA + n H2O === M(H2O)n + A(H2O)m Cristalización

n: numero indeterminado de molèculas de agua que se pueden combinar con los iones que se forman

En una solución saturada de un electrolito, el equilibrio dinámico que se establece es un estado balanceado entre dos reacciones opuestas


Equilibrio de Solubilidad… Reaccion de disolucion: los iones se

desprenden del cristal pasando a ser iones hidratados solubles y

Cristalización ò Precipitacion: los iones disueltos de cargas opuestas se ponen en contacto, y al hacerlo, se neutralizan, pierden agua de hidratación y precipitan en la superficie del cristal, acomodándose de acuerdo al sistema de cristalización, formando parte de lo insoluble.


Equilibrio de solubilidad…

Ej. En la solución saturada de AgCl, lo solubilizado, da lugar a iones que se hidrataran (para simplificar, no se toma en cuenta la hidratación). AgCl===A+ + Cl-

La velocidad con la que un ion abandona la superficie del cristal, es proporcional al numero de iones que se encuentran en la capa superficial de éste


Equilibrio Quimico en un sistema heterogéneo

. La velocidad de Precipitacion de un ion en el cristal es proporcional al numero de lugares vacios (vacancias) en los cuales se puedan depositar los iones.

Se alcanza el equilibrio cuando en el mismo tiempo se disuelven y reprecipitan los iones. Ej disociación del AgCl(s),

AgCl=== Ag+ + Cl- Kps=(Ag+) x (Cl-)


Kps: Constante de Equilibrio del producto de solubilidad

En el caso de electrolitos poco solubles que producen mas de 2 iones, como el fosfato de plomo, se producen 5 iones:

Pb3(PO4)2 === 3Pb+2 + 2PO4-3

Kps= (Pb+2)3 x (PO4-3)2

En una solución saturada de un electrolito poco soluble, el producto de las concentraciones de los iones formados, expresadas en formalidad, c/ concentración es elevada al coeficiente en la reacción de disociación balanceada, es la constante de equilibrio del producto de solubilidad del electrolito (Kps), cuyo valor depende de la temperatura.


RELACION ENTRE LA SOLUBILIDAD Y LA Kps

A pesar de ser una aplicación de la ley del equilibrio químico, la Kps no tiene valores cuantitativos ya sea en términos de peso ò de volumen. Por ejemplo:

Solubilidades experimentales de AgCl = 1,5 x 10-5 g/L

Ag3PO4= 6,5 x 10-5 g/L El fosfato de plata es 4,33 veces mas soluble

que el cloruro, sin embargo sus Kps son: Kps del AgCl = 1,5 x 10-10

Kps del Ag3PO4 = 1,8 x 10-18


Relación entre Kps y solubilidad

La Kps del AgCl es aprox. 1x10-8 mayor que la del Ag3PO4, por esto no se puede comparar las solubilidades a partir de las Kps por los exponentes a los que se eleva las solubilidades de cada ion en las distintas sales:

(Ag+) x (Cl-) = Kps del AgCl = 1,5 x10-10

(Ag+)3 x (PO4-3)=Kps del Ag3(PO4) =1,8x10-18

Si se calcula las solubilidades a partir del Kps se encuentra que hay una mayor concentración de iones Ag+ en el fosfato que en el cloruro de Ag.


Kps indica cualitativamente la solubilidad de una sal.

Un valor mas bajo de Kps: sal muy poco soluble; un valor mas elevado: mayor solubilidad

Ej. En los compuestos de cobre: CuCl, cloruro cuproso, Kps = 1,8 x 10-7

Cu2S, sulfuro cuproso, Kps=2,0 x10-47

Estimando la solubilidad por sus Kps, el Cu2S es mas insoluble que el CuCl.

Si tenemos dos sales poco solubles, que forman al disociarse el mismo numero de iones, es posible comparar directamente sus Kps: Aun así, este paralelo es relativo por la diferencia de los pesos formula-gramo de ambas sales.


CALCULO DE Kps A PARTIR DE LA SOLUBILIDAD, ej:

Al verter CaCO3 en 400 ml de agua, solo se disolvió 3,728 mg. A 25 °C. Calcular su Kps.

1° Calcular la (CaCO3) disuelto en M o F Pfg del CaCO3=100 g.

Si en 400 ml se disuelve 3,728 mg En 1000 ml se disolvera 3,728 x 1000/400=9,32 mg/L. Su concentration formal sera:

0,00932 g/100 g/PFg= 9,32 x 10-5 F Al disociarse: CaCO3===Ca+2 + CO3= Por c/ molecula de CaCO3 se produce un ion Ca+2 y un ion

CO3=, sus concentraciones serán: (CaCO3)disuelto=(Ca+2)=(CO3=):9,32 x 10- 5 F = X

Kps= X. X= X2= (9,2 x10-5)2 =86,86 x 10-10

Kps=8,686 x 10-9


Cálculos Kps-solubilidad, ejemplos…

Si una sal poco soluble forma mas de 2 iones, para determinar su Kps es conveniente igualar las concentraciones de los iones formados a X para facilitar los cálculos, como en el siguiente ejemplo.


Calcular Kps del Ag3PO4 si a 25°C Se disolvió 1,680 mg de la sal en 250 ml. De agua. Pfg del Ag3PO4 es 418,61 g. Si en 250 ml se disolvió 1,680 mg en 1000 ml se disolverá: 1,68x1000/250x1000=

6,72 x 10-3 g/L 6,72x10-3/418,61=1, 05 x 10-5 F = (Ag3PO4) En el equilibrio:

Ag3PO4=== 3 Ag+3 + PO4-3

Por c/ molecula de Ag3PO4 se forma 1 de PO4 y 3 de Ag+, entonces = (Ag3PO4)=(PO4-3)= X, (Ag+)=3X

Kps= (3x)3. X =27 X4 = 1,914 x 10-18

Kps= 1,8 x 10-18


Calculo de la solubilidad a partir de la Kps:

Si bien el valor numérico de la Kps es una aproximación cualitativa de la solubilidad de una sal, estos valores se han calculado experimentalmente para muchas sales a 25 C, por lo tanto se puede aplicar el principio de la Kps para determinar la solubilidad de una sal ò de sus iones, conociendo la reacción de disociación y sus Pfg.

Ej. ¿Cual será la solubilidad en g/L del BaSO4,si su Kps a 25 C es 1,1x10-10? Pfg del BaSO4=233,42 g


Reacción de disociación de BaSO4:BaSO4 === Ba+2 + SO4=

Cada molecula de BaSO4 da 1Ba+2 y 1 SO4=, entonces:

(BaSO4)disuelto =(Ba+2)=(SO4=) = X Kps = (Ba+2) x (SO4=) = X2=1,1 x 10-10

Despejando X = (1,1 x10-10) 1/2

X = 1,048 x 10-5 F En g/L de BaSO4 se disolverá = 1,048 x 10-5 F x 233,42 g/PFg=2,446 x10-3 g/L De iones Ba+2, el Pfg: 137,36 y de SO4= 96 Solubilidad de Ba+2= 1,048x10-5 F x 137,36 Ba+2= 0,01439 g/L disueltos a 25 C SO4=1,048 x 10-5 x 96= 0,001 g/L disueltos a 25C


Relación entre Kps y la temperatura:

Los cambios en la temperatura afectaran la solubilidad y por lo tanto al valor de Kps:

Al variar la temperatura se elevara la velocidad de reacción en ambos sentidos , aumentara la velocidad de disolucion y la de cristalización ò Precipitacion. Pero los incrementos en ambos sentidos no tienen el mismo valor y para temperaturas diferentes los valores de Kps serán distintos.


Relación entre Kps y la temperatura…

Los valores de Kps son mas altos al elevarse la temperatura ya que las solubilidades por regla general se incrementan al subir T.

Esta comprobado experimentalmente y se han elaborado tablas de valores de Kps para los electrolitos fuertes poco solubles, donde las unidades de Kps se dan en Pfg/L y también en pKps = -log de Kps, dependiendo del numero de iones formados.

pKps= -log Kps = log1/Kps


Aplicaciones de Kps en el análisis cualitativo:

1.- Permite calcular las concentraciones de los iones para obtener una buena precipitacion ò disolucion.

2.-Se puede determinar las concentraciones de los iones que están en equilibrio en una solución saturada.

3.- Determinar teóricamente las solubilidades de las sales poco solubles en agua como solvente.

4.-Calcular las solubilidades en soluciones que contienen un ion comun: Efecto del ion comun en la solubilidad.


1.- Para obtener una buena Precipitacion ò disolucion:

Es necesario conocer la concentración adecuada del reactivo para la precipitación cuantitativa de un ion como sal poco soluble.

Conociendo la concentración de uno de los iones en solución de una sal poco soluble, se puede determinar la concentración del otro ion que permanece en solución, aplicando la formula de Kps, porque el equilibrio entre lo disuelto y lo no disuelto debe seguir siendo el mismo.


Ejemplo de aplicación 1:

¿Que conc. De OH- se necesita para precipitar el Mg+2 contenido en una solución, en forma de Mg(OH)2, si la conc. del Mg+2 es 0,01F y la Kps del Mg(OH)2 es 1,2x10-11?

Mg(OH)2=== Mg+2 + 2OH- Si Mg(OH)2 disuelto es X, tendremos :

(Mg+2)=X= 0,01F y (OH-)= 2X Kps = 1,2 x 10-11= 1x10-2 x (2Xi)2

Xi2=1,2 x 10-9/4 = 0,3 x 10-9

Xi2 =(3 x 10-10) xi=1,732 x 10-5

2Xi=(OH-)= 2 x 1,732 x 10-5 = 3,464 x 10-5 F


Ejemplo de aplicación 1… Interpretación: El valor obtenido, indica que si a la

solución se adiciona una cantidad mayor de iones OH- que la calculada (en general 100 veces mas) precipitaran prácticamente casi todos los iones Mg+2, para que se siga manteniendo el valor de la Kps.


EJ 2: Determinacion de los iones en equilibrio en una sol. Saturada

Calcular la concentración de los iones Cd+2 y de OH- en una solución acuosa saturada de Cd(OH)2. Kps del Cd(OH)2 = 2x10-14

Cd(OH)2 === Cd+2 + 2 OH- consideremos (Cd(OH)2)=(Cd+2) =x, luego (OH-) = 2x Kps=(Cd+2)x(OH-)2

Kps= x. (2x)2 2x10-14 = 4x3, x3=0,5 x10-14

X=(5 x 10-15)1/3= 1,71 X 10-5


EJ 2…

Como (Cd+2)= x =1,71 x10-5 F, y (OH-) = 2x = 2 x 1,71 x 10-5

(OH-) = 3,42 x 10-5 F La parte que se disuelve de

hidróxido de cadmio es x:(Cd(OH)2) = 1,71 x 10-5 F

A modo de completar el ejercicio calcular los mg de hidroxido de cadmio y de Cd(II) disueltos a partir de su formalidad.


Ej.3: Determinación teórica de las solubilidades de sales poco solubles en

agua:

Si se conoce la Kps de una sal, se puede calcular la solubilidad de esta sal en el agua a la temperatura especificada.

¿Qué cantidad de sulfato de plata en mg se solubilizara, en un volumen de 80 ml de agua, si este vol.esta saturado con la sal?

Kps del Ag2SO4 = 6,4x10-5 mol/L, peso molecular de la sal 311,76 g/mol


Ej.3: Ag2SO4 === 2 Ag+1 + SO4=

Si se disuelve (Ag2SO4)= (SO4=) = X, entonces (Ag+)= 2 X

Kps= (SO4=) x (Ag+)2 = X .(2X)2=4X3

6,4 x10-5= 4 X3

4X=(6,4 x10-5)1/3 X= (16 x10-6)1/3 = 2,5198 x 10-2 M

Como X=(Ag2SO4)= 2,5198 x 10-2 M en g/L será: 2,5198 x 10-2 x 311,76 g/mol

(Ag2SO4)= 7,855 g/L=7855 mg/L Entonces en 80 ml, tendremos (7855/1000) x 80

628 mg en 80 ml de agua.


4: Efecto del ion comun en la solubilidad

Al aumentar la concentración de uno de los iones de una sal poco soluble, se disminuirá la concentración del otro ion, para que siga satisfaciendo con el mismo valor la Kps de la sal. Así se lograra una precipitación mas completa de la sal poco soluble: Se aplica ampliamente en el análisis químico cualitativo y cuantitativo, al agregar, un pequeño exceso del agente precipitante en el cual se encuentra el ion comun.



No puede excederse en el incremento del ion comun: Podría redisolverse el precipitado por efecto de neutralización de la sal ò por formación de iones complejos. Ej.

A 1 L de una solución acuosa saturada de CuCl se le agrega 5 g de NaCl; calcule la cantidad de CuCl disuelto luego de agregar la sal. Kps del CuCl=1,8 x 10-7,

Pfg del CuCl=99 g, asumir que no varia el volumen al agregar la sal.



Inicialmente: CuCl=== Cu+1 + Cl- (CuCl) = X = (Cu+) = (Cl-)

Kps= X2=1,8 x10-7 X=(18x10-8)1/2

X= 4,24 x 10-4=(Cu+)=(Cl-)(antes de agregar la sal)

Luego, calcular el incremento de Cl- por los 5 g de sal:

5/58,46 =0,0855 F=(NaCl)=(Na+)=(Cl-)por ser un electrolito fuerte se disocia todo y se sumara a x para dar la nueva concentración de Cl-, reemplazando en la expresión de Kps:



Kps= X1. (X+0,0855)= X1 .(4,24 x10-4 +0,0855) Siendo X1 la nueva concentración de los iones

Cu+: X1=1,8 x10-7/8,5924 x 10-2

X1= 2,094 x 10-6 F=(Cu+1)=(CuCl) En g/L de CuCl será 2,094 x 10-6Pfg/L x 99g/Pfg =

2,07 x 10-4 g/L de CuCl solubles, (comparando con 4,24 x 10-4 antes de agregar Cl-)

Si la concentración inicial de Cl- es muy baja se puede despreciar y considerar solo la adicionada. Hacerlo como ejercicio y comparar los resultados.


PRECIPITACION FRACCIONADA

Si un ion esta en solución a una concentración determinada, puede ser precipitado al agregar un 2° ion, si la concentración del 2°, es suficiente para superar el valor de la Kps de la sal formada por los dos iones.

Si dos iones forman una sal poco soluble, la adición de otro ion en una cantidad considerable, puede hacer mas completa la Precipitacion de la sal mencionada.


PRECIPITACION FRACCIONADA… Si hay 2 ò mas sales poco solubles de

solubilidades muy diferentes entre si, controlando la concentración de un ion comun que se agregue a las dos sales, se puede lograr la Precipitacion de un solo ion quedando los otros en solución.

Este procedimiento se aplica en la Precipitacion fraccionada.

En la MSA clásica hay 2 grupos de cationes que forman sulfuros poco solubles, y se logra separar al G-2 del G-3 controlando la concentración de los iones S=


PRECIPITACION CONTROLADA…

Al regular el medio con iones H+ (0,3F) , se inhibe la disociación del H2S (acido débil) precipitando solo a los sulfuros de cationes del G-2 los cuales son mas insolubles

Luego, se baja la concentración de los iones H+, sube la (S=) y se logra superar los Kps de los sulfuros de cationes del G-3 para que precipiten.


KPS Y EL EFECTO SALINO Los valores de Kps de tablas son obtenidos

en agua pura como medio: La solubilidad de un electrolito poco

soluble, es afectada por la presencia de iones comunes y no comunes, por eso,

El principio del producto de solubilidad solo es valido para sales muy insolubles y no para las medianamente solubles.

Los iones presentes incrementan la atracción interionica entre el exceso de iones y los iones que están en equilibrio con la fase solida.


KPS Y EL EFECTO SALINO En las soluciones saturadas con compuestos

iónicos en equilibrio dinámico entre sus iones que van de la solución a depositarse en la superficie del cristal y los iones que pasan a la solución: MA(solido)=== M+ + A- (iones en sol.)

Los cationes son atraídos por los aniones y cada anion es atraído por el exceso de cationes, esto causa un efecto de retención sobre el movimiento de los iones en solución, retardando la velocidad de la reacción de der a izq(cristalización): la velocidad de difusión de los iones disminuye.


KPS Y EL EFECTO SALINOEl efecto salino reduce la

velocidad de Precipitacion. Para diferentes concentraciones

salinas, habrá cambios en el valor de Kps, de la misma forma como las variaciones en la temperatura alteran el equilibrio y modifican los valores de las diferentes constantes de equilibrio.

Problemas para practicar: 1.- El Kps del Pb3(PO4)2 es 1,5 x 10-32 Calcule su

solubilidad expresada en g/L 2.-¿Cuál es el Kps del AgBr si a una determinada

temperatura se disuelven 0,011 mg de la sal en 100mL de agua?

3. La concentración de Ca2+ en la solución acuosa saturada de CaF2 a 18ºC es 2 x 10-4 M Calcular su Kps

4. El Kps del Mg(OH)2 es 3,4 x 10-11 Calcule la concentración de Mg2+ en la solución acuosa saturada.

5. ¿Cuál es el Kps del CaSO4 si su solubilidad es 1,1 mg/mL?

Problemas resueltos 1.- Una solucion saturada de BaF2 es 7,5 x10-3 M,

calcular el KPS del BaF2. Resolución: Sol. Saturada es aquella en la cual la

sustancia esta disuelta al limite de su solubilidad y puede presentar exceso de la sal sin disolver en equilibrio con los iones disueltos. Es decir, que la concentración 7,5x10-3 M es la solubilidad de dicha sal a esa temperatura expresada en molaridad; tambien se puede expresar en g/100 mL, mg/L,etc. Para los cálculos de Kps debe estar expresada en moles/L o Pfg/L.

Una solucion saturada de BaF2 es 7,5x10-3 M, calcular el KPS del BaF2

1°Escribir la ecuación de disociación de la sal:

BaF2 === Ba+2 + 2 F- Kps = (Ba+2) x (F-)2

Si se disuelve x de BaF2, se produce x de Ba+2 y 2X de F-

Luego Kps= x . (2x)2 y reemplazando Kps =( 7,5 x 10-3) (2x 7,5 x 10-3)2

Kps = 3,93 x 10-7

2.-Calcular la solubilidad molar del Bi2S3 si su Kps es 1,6x10-72

En el equilibrio Bi2S3 === 2 Bi+3 + 3 S=

Luego Kps= (Bi+3)2 x (S)3

Si se disuelve x moles/L de Bi2S3, se producen 2x de Bi+3 y 3x de S=

KPS = (2x)2 . (3x)3= 1,6x10-72

108 x5 = 1,6x10-72

X = (1/108) (1,6x10-72) 1/5

Solubilidad molar =x = efectuar.

3.-El Hg2Br2 se disocia en Hg2+2 y 2 Br-, su solubilidad es 0,039 mg/L, calcular su KPS

1°KPS= (Hg2+2) x (Br-)2 Es esencial saber como se disocian las sales

para expresar adecuadamente la expresión de su KPS y que las concentraciones se dan en moles/L.

2° Expresar la solubilidad en M: Peso mol. Del Hg2Br2= 561 g/mol M=0,039 mg/L x 1g/1000 mg /561 g/mol M= 6,95 x 10-8 = x KPS= x .(2x)2, reemplazar y efectuar.

Propuestos 1.- Calcular los Kps del BaF2 y del BaSO4

a una temperatura dada, si sus solubilidades son 1,3 y 0,0025g/L, respectivamente.

2.- 100 ml de una solucion contienen 0,010 moles de Na2SO4 y 0,020 moles de NaF, si se agrega lentamente el BaCl2, ¿Qué sal precipitara primero y cuantos mg de su anion quedaran en la solucion cuando el otro ion empiece a precipitarse?

Propuestos

3.- El Kps del Ag2CrO4 es 2,7x10-11, ¿Cuántos mg de Ag+ estarán en la solucion cuando la sal se agite con 250 ml de agua?

4.- El ion mercurioso se disocia como Hg2+2, si el Kps del Hg2Cl2 es 1,1 x 10-18, cuantos mg de Hg2Cl2 pueden quedar disueltos en 200 ml de una solucion que es 0,1N en ion Cl-?

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Clase 7-1 Quimica Inorganica Cualitativa