2º de Bachillerato EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

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1 º de Bachillerato EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

2 Indice 1. Equilibrios heterogéneos.. Solubilidad. Reglas de solubilidad. 3. Reacciones de precipitación. 4. Producto de solubilidad. 5. Factores que modifican la solubilidad. Efecto del ión común Cambios de ph Formación de complejos Oxidación o reducción de iones. Departamento de Física y Química

3 1. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas. Tanto los sólidos como los líquidos son muy poco dilatables y su concentración se incluye en la constante de equilibrio. Por ejemplo, la reacción: CaCO 3(s) CaO (s) + CO (g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Cuya constante de equilibrio es Kc CO CaO ( g) ( s) CaCO 3( s) Departamento de Física y Química 3

4 Sin embargo, las concentraciones (n/v) de ambas sustancias sólidas (CaCO 3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/v) son también constantes. Por ello, agrupando las constantes en una sola la constante de equilibrio queda: Análogamente: Kp p CO Kc CO ( g ) En la expresión de K C de la constante de equilibrio sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de K p únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas. Departamento de Física y Química 4

5 En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH 4 CO NH sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 5 ºC. Sabiendo que la constante K P para el equilibrio NH 4 CO NH (s) NH 3 (g) + CO (g) y a esa temperatura vale, Calcular K C y las presiones parciales en el equilibrio. Dada la reacción: NH CO NH NH CO moles iniciales: 3 4 ( s) 3( g) ( g) moles equilibrio: n x x x 0 Luego p = p ya que la presión parcial es directamente NH CO proporcional al nº de moles. n o Kp p p NH 3 CO, p -4 3 CO p p CO NH 3 3, ,7 10 atm atm n Kp Kc RT Kc,3 10 (0, 08 98) Kc 1, Departamento de Física y Química 5

6 . Solubilidad Es la concentración de una disolución saturada, en equilibrio con el soluto sin disolver. La solubilidad está relacionada con la polaridad de los solutos y disolventes. El proceso de disolución va acompañado de un aumento de entropía. La solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura. La solubilidad de los gases disminuye con la temperatura. No hay ninguna sustancia completamente insoluble. Departamento de Física y Química 6

7 Reglas de solubilidad Los sulfuros e hidróxidos son todos insolubles, excepto los de amonio, metales alcalinos y algunos alcalinotérreos. Los sulfitos, fosfatos y carbonatos son todos insolubles, excepto los de amonio y metales alcalinos. Los sulfatos son todos solubles, excepto los de Sr +, Ba + y Pb +. Los haluros son todos solubles, excepto los de Ag +, Pb +, Hg + y Cu +. Los nitratos y acetatos son todos solubles. Departamento de Física y Química 7

8 Departamento de Física y Química 3. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido. La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida. Normalmente el disolvente suele tratarse de agua. Las sales en disolución están completamente disociadas. AgCl( s) Ag( aq) Cl( aq) 8

9 4. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps) Incluso en las sustancias más insolubles hay siempre una pequeña porción de partículas en la disolución en equilibrio con el soluto sin disolver. La concentración del sólido sin disolver permanece constante y se integra dentro de la constante de equilibrio. inicialmente equilibrio m n n m( s) 0 m n n La constante de equilibrio: Kps= A B n m Kps ( n s) ( m s) s A B na mb C C s n s m s o m n Kps n m nm Departamento de Física y Química 9 m

10 PbI Pb I ( s) La constante de equilibrio: Kps= Pb I Si Kps Pb I la sal estará completamente disuelta. Si Kps= Pb I la sal estará en equilibrio a punto de precipitar. Si Kps Pb I la sal precipitará. El producto de la concentración de los iones en disolución nunca podrá ser superior al producto de solubilidad. Cuando este producto sea mayor los iones se unirán y formarán el sólido que precipitará y se separará de la disolución hasta que el producto de la concentración de los iones en disolución iguale el producto de solubilidad. Departamento de Física y Química 10

11 Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo Kps = 1, a 5 ºC al añadir a 50 cm 3 de cloruro de sodio 0,0 M a 50 cm 3 de nitrato de plata 0,5 M. El equilibrio de precipitación es: La constne de equilibrio: Kps= Ag Cl ( s) 0,005 0,3 n V M 0,50 0,0 0,005 moles Cl 1,67 10 M Cl Cl Cl n V M Ag Ag Ag 0,050 0,5 Departamento de Física y Química AgCl Ag Cl moles Ag M 3 1, , ,38 10 y precipitará. AgCl( s) Ag ( aq) Cl( aq) 0,05 0, 05 8, ,3 Ag Cl Kps En disolcuión solo puede existir el producto de solubilidad de los iones. equilibrio 8, , = x x x Kps Ag Cl 10 1, 7 10 = 8,33 10 x 1, x x 0,01669 y en disolcuión habra: Ag 6,63 10 M y Cl,55 10 M 9 11

12 Departamento de Física y Química 5. FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble. Estos son: Efecto ion común. ph. Formación de un ácido débil. Formación de una base débil. Formación de complejos estables. Reacciones redox. 1

13 EFECTO ION COMÚN Departamento de Física y Química Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de plata hasta una concentración final 0,00 M? Kps=1, El equilibrio de precipitación es: La constante de equilibrio: = AgCl Ag Cl ( s) s s Kps Ag( aq) Cl( aq) s s Kps La solubilidad del es 1,7 10 1,3 10 Si ahora se añade AgNO 10 5 AgCl s s M 3 hasta una concentración de plata de 0,00 M El nitrato está completamente disuelto: AgNO Ag NO el equilibrio se modifica. AgCl Ag Cl 3( s) ( aq) 3( aq) ( s) 0,00 s 0,00M 0,00 M La constante de equilibrio: Kps= Ag Cl 0, 00 s s 1,7 10 La solubilidad del ahora es 8,5 10 0, AgCl s s M Y la solunilidad ha disminuido por añadir un ion común a la disolcuión. Kps 0,00 13

14 Departamento de Física y Química Cuando a una disolución de un electrolito poco soluble se añade un ión en común procedente de otro electrolito la solubilidad disminuye. Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará. Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante. Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia. 14

15 Se tiene una disolución saturada de bromuro de plata cuya Kps=5, Cuál será la nueva solubilidad si a ½ litro de disolución saturada se le añaden 0, ml de una disolución 0,001 M de bromuro de potasio? Inicialmente solo se tiene una disolución saturada de AgBr AgBr Ag Br ( s) s s la constante de equilibrio: Kps= Ag Br 13 Kps s s Kps AgBr s s ( s) La solubilidad del es 5, 10 7, 10 Si ahora se añade KBr, esta sal se encuentra totalmente disuelta y añade Br a la disolcuión. AgBr Ag Br s' s' 3 0, 10 0,001 0,5 La constante de equilibrio: Kps= Ag Br , 10 s' ( s' 4 10 ) s ' 5, M y Ag 5, M y Br 9, M M Departamento de Física y Química 15

16 INFLUENCIA DEL ph Calcule la solubilidad del hidróxido de magnesio a) En agua pura b) En una disolución 0,1 M de NaOH c) Si a una disolución 10-8 M de iones Mg + se le añaden iones OH - y CO 3 - en igual cantidad Qué precipita antes el carbonato o el hidróxido? d) Si se añade HCl aumentará o disminuirá la solubilidad del hidróxido? Kps[Mg(OH) ]=8, y Kps[MgCO 3 ]=1, a) Mg( OH ) Mg OH ( s) s s 1 8, La constante de equilibrio: Kps s ( s) s s 1,8 10 M 4 b) Mg( OH ) Mg OH ( s) s' s' 0,1 La constante de equilibrio: 10 Kps s ' ( s ' 0,1) s ' 8,5 10 M Departamento de Física y Química 16

17 c) Mg( OH ) Mg OH ( s) 1 Kps 8,5 10 Kps Mg OH OH 0,03 M ( aq) 8 Mg 10 ( aq) MgCO Mg CO Kps Mg CO CO 3( s) ( aq) 3( aq) Kps ( aq) 3( aq) 3( aq) Mg( aq) 1, ,0 10 y precipita mucho antes el carbonato. d) Si se añade un ácido, los H liberados por el ácido en disolcución reaccionan inmendiatamente con los OH del hidróxido de magnesio neutralizándose (produciendo agua) y disolviendo completamente la base. Mg( OH ) Mg OH ( s) HCl H Cl ( aq) Mg( OH ) + HCl Mg Cl H O ( s) ( aq) ( l) 7 M Departamento de Física y Química 17

18 Formación de un ácido débil Equilibrio de solubilidad: BA( s) B( aq) A( aq) Equilibrio de ácido débil: HA( aq) H ( aq) A( aq) Si el anión A en que se disocia un electrolito poco soluble forma un ácido débil HA, al aumentar la acidez o [H + ] el equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la izquierda, en consecuencia disminuye [A ] con lo que se disuelve más electrolito BA. Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO 3, se formará H CO 3, ácido débil, y al disminuir [CO 3 ], se disolverá más ZnCO 3, pudiéndose llegar a disolver por completo. Departamento de Física y Química 18

19 Formación de una base débil. Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el catión NH 4+. NH 4 Cl( s) NH 4( aq) Cl( aq) Equilibrio de la base débil: NH 4 OH( aq) NH 4( aq) OH ( aq) Al añadir una base fuerte, los iones NH 4+ reaccionan con los OH formándose NH 4 OH, desplazando el equilibrio de la base hacia la izquierda. Haciendo desaparecer el ión NH 4+ y aumentando la solubilidad de la sal. Departamento de Física y Química 19

20 Departamento de Física y Química FORMACIÓN DE UN COMPLEJO ESTABLE. Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos. Ejemplos: [Al(OH) 4 ], [Zn(CN) 4 ], [AlF 6 ] 3, [Ag(NH 3 ) ] +. De esta manera, se pueden disolver precipitados añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH), ya que se forma el catión [Zn(CN) 4 ], que es muy estable. Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn +, con lo que se disolverá más Zn(OH). Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco. 0

21 Departamento de Física y Química OXIDACIÓN O REDUCCIÓN DE IONES. Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá. En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia al derecha, disolviéndose en mayor cantidad. Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S a S 0. 3 CuS + NO H + 3 S Cu + + NO + 4 H O 1

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