III. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EN SOLUCIÓN ACUOSA

Para hacer predicciones cuantitativas en compuestos poco solubles en H2O se debe partir del equilibrio químico y de su Producto de solubilidad.

El producto de solubilidad “Kps”

Por ejemplo: consideremos el AgCl: H2O

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac)

K = [Ag+][Cl-] / [AgCl]

[AgCl ] = constante.

Kps = [Ag+][Cl-] en C.S.: 25ºC y 1atm.

Otros ejemplos de sales poco soluble (Kps < 1):

CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F-(ac) Kps = [Ca2+][F-]2

Ag2CrO4(s) 2Ag+(ac) + CrO42- Kps = [Ag+]2[CrO4

2-]

Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(ac) + 2PO43- Kps = [Ca2+]3[PO4

3-]2

Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico “Q” Por ejemplo; consideremos el AgCl:

Q = [Ag+]o[Cl-]o

Donde:

[Ag+]o y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio

Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)Q = Kps Disolución saturada “equilibrio” (No precipita)Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)

Para las sales poco solubles se pueden dar las tres siguientes situaciones:

La solubilidad Molar “S”: Son los moles de soluto disuelto por litro de solución: mol/L.

La S se puede utilizar para determinar el Kps y viceversa.

Resp: PM = 107,9+35,45=143,35 g/mol

S = 1,92x10-3/143,35 = 1,34x10-5 mol/L (molar)

Ejercicio 1. Si la solubilidad del AgCl es 1,92x10-3 g/L. Calcule el Kps de este compuesto. Datos, P.A: Ag = 107,9 y Cl = 35,45 u.m.a.

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) S S

Kps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2

Kps = 1,8x10-10

Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac);

Equilibrio: 3S 2S

Ejercicio 2. El Kps del Ca3(PO4)2 es 2,1x10-26. Calcule la

solubilidad molar (S) de la sal.

Kps = [Ca2+]3[PO43-]2

Kps = [3S]3[2S]2

2,1x10-26 =108S5

S = 5(1,94x10-28)

S = = 2,87x10-6 M

Ejercicio3 Se dispone de una solución que contiene iones: Cl-, Br- y CrO4

2- en una concentración de 0,01 M y se agrega lentamente sobre esta solución AgNO3, considerando que no hay cambio de volumen:

SEPARACIÓN DE IONES POR PRECIPITACIÓN FRACCIONADA

Las soluciones salinas en ocasiones es conveniente separarlas en sus iones constituyentes. Se puede realizar esta separación mediante la utilización de un reactivo especifico ó por ajuste del pH de la solución (como se verá más adelante).

a) Que anión precitita primero. b) cual es la concentración del primer anión cuando comienza a precipitar el segundo. c) que % de los dos primeros aniones ha precipitado cuando comienza a precipitar el tercer anión.

b) [Br-] = KpsAgBr /1,8x10-8 = 4,3x10-5 M

Datos: KpsAgCl=1,8x10-10, KpsAgBr=7,7x10-13, KpsAg2CrO4=1,2x10-12

Resp: a) Cl-; [Ag+] = KpsAgCl /0,01 = 1,8x10-10/0,01 = 1,8x10-8 M (pp. 2º) Br-; [Ag+] = KpsAgBr /0,01 = 7,7x10-13/0,01 = 7,7x10-11M (pp. 1º) CrO4

2-; [Ag+] = (KpsAg2CrO4 /0,01) = 1,1x10-5 M (pp. 3º)

Por lo tanto; Precipita primero Br-

c) [Br-] = KpsAgBr /1,1x10-5 = 7x10-8 M (0,01-7x10-8)/(0,01)x100 = 99,9993 % pp. de Br-

[Cl-] = KpsAgCl /1,1x10-5 = 1,6x10-5 M;

(0,01-1,6x10-5)/(0,01)x100 = 99,84 % pp. de Cl-

Por ejemplo, suponiendo que se agrega AgNO3 a una disolución saturada de AgCl, aquí el ion común de las sales es Ag+. El incremento de [Ag+] producirá que Q > Kps. Para reestablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, hasta que Q = Kps.

EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA SOLUBILIDAD

Como se sabe Kps es una constante de equilibrio y la precipitación se cumple siempre que el producto ionico Q > Kps.

Como conclusión el efecto del ion común es una disminución de la solubilidad de la sal (AgCl) respecto a la que tiene en agua pura.

Resp a) Equilibrio: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) S +10-3 S

Kps = [S][S+10-3] [S][10-3] (C/Kps << 400)

S=1,8X10-7 M

Ejercicio 4. Calcule la solubilidad de AgCl en: a) una solución 10-3 M de AgNO3

b) en agua pura (dato: KpsAgCl= 1,8x10-10)

b) Kps = [S][S]= S2 S = Kps=1,8X10-10 = 1,34X10-5 M

1,34x10-5/1,8x10-7 = 74 Por lo tanto: AgCl es 74 veces más soluble en agua pura que en una

solución 10-3 M de AgNO3.

Ej 5. Fe(OH)2(s) Fe2+ + 2OH- Kps = 1,6x10-14

S 2SKps = [Fe2+][OH-]2 = [S][2S]2 = 1,6x10-14

S= 1,6x10-5 M[OH-]=2S= 2x1,6x10-5 M= 3,2X10-5 M

pOH = 4,5 pH = 14-4,5 = 9,5 pH = 9,5.

IV. EL EFECTO DEL pH SOBRE LA SOLUBILIDADLa solubilidad de muchas sustancias también depende del pH de la disolución. Sustancia tales como bases y ácidos pocos solubles se pueden disolver más en medios ácidos y básicos respectivamente.

Por lo tanto, en un medio que tenga un pH < 9,5 la solubilidad del Fe(OH)2 debe aumentar, ya que aumenta [H+] y disminuye [OH-] (Kw=[H][OH] = 10-14). En consecuencia la [Fe2+] aumenta. Por la misma razón al aumentar el pH de la solución la solubilidad del Fe(OH)2 debe disminuir.

Ej 5.2 cuanto disminúye la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 10

Resp. pH = 10 pOH = 14-10 = 4, [OH-] = 10-4 MKps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-4]2 = 1,6x10-14

S = 1,6X10-6 M1,6X10-6 / 1,6X10-5 = 1/10 veces.

Disminuye 10 veces.

Ej 5.1 cuanto aumenta la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 9

Resp pH = 9 pOH = 14-9 = 5, [OH-] = 10-5 M

Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-5]2 = 1,6x10-14

S = 1,6X10-4 M

Aumenta: 1,6X10-4 / 1,6X10-5 = 10 veces.

fin