QUÍMICA I. TEMA 10 Equilibrio de solubilidad. Tecnólogo en Minería

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1 QUÍMICA I TEMA 10 Equilibrio de solubilidad Tecnólogo en Minería O b j e t i v o Examinar las propiedades físicas de las disoluciones y compararlas con las de sus componentes Disoluciones acuosas de sustancias iónicas importancia en química y en la vida diaria Estado de la disolución Estado del solvente Estado del soluto Gas Gas Gas Aire Ejemplo Líquido Líquido Gas Oxígeno en agua Líquido Líquido Líquido Alcohol en agua Líquido Líquido Sólido Sal en agua Sólido Sólido Gas Hidrógeno en paladio Sólido Sólido Líquido Mercurio en plata Sólido Sólido Sólido Plata en oro 1

2 D i s o l u c i o n e s / s o l u c i o n e s Disolución: una sustancia se dispersa uniformemente en otra Fuerzas intermoleculares entre soluto y solvente Ión-Dipolo: disoluciones de sustancias iónicas en agua Dispersión: disoluciones no polares Factor principal para formar una disolución: cuando las fuerzas de atracción entre partículas de soluto y solvente son comparables a las soluto-soluto y solvente-solvente E j e m p l o N a C l e n H 2 O Fuerza atractiva entre iones Na + y Cl - con el H 2 O mayores a la energía de red del NaCl El H 2 O separa a los iones de la red y los rodea Iones Na + hidratados Iones Cl - hidratados Interacciones: solvatación H 2 O: hidratación 2

3 D i s o l u c i o n e s s a t u r a d a s y s o l u b i l i d a d Formación de la disolución: Soluto comienza a disolverse También aumenta la probabilidad de choque con el sólido Cantidad de soluto en la solución aumenta (aumenta la concentración) Cristalización Soluto + solvente v disolución = v cristalización disuelve cristaliza disolución Se establece un equilibrio dinámico Disolución en equilibrio Disolución saturada Cantidad necesaria para formar una disolución saturada se conoce como: Solubilidad de ese soluto Por ejemplo: solubilidad del NaCl en H 2 O a 0ºC = 35.7 g/100ml D i s o l u c i o n e s s a t u r a d a s y s o l u b i l i d a d Disolvemos menos que para el equilibrio Disolución insaturada Disoluciones que contienen mayor cantidad que para el equilibrio (condiciones especiales) Disolución sobresaturada Moléculas de soluto en concentración mayor a la de equilibrio Disoluciones inestables 3

4 E Q U I L I B R I O S D E S O L U B I L I D A D Lo que hemos visto: equilibrios ácido-base, homogéneos Veremos: equilibrios relacionados con la disolución o precipitación de compuestos iónicos Reacciones heterogéneas Considerar equilibrios de solubilidad: Predicciones sobre cantidad que se disolverá Análisis de factores que influyen en la solubilidad Ejemplos de disolución y precipitación Disolución de esmalte dental con ácidos Precipitación de aguas subterráneas (cavernas de CaCO 3 ) Precipitación de sales en los riñones (cálculos renales) C o n s t a n t e d e s o l u b i l i d a d, K ps Considerando: Disolución saturada de BaSO 4 (s) en H 2 O en contacto con BaSO 4 sólido Compuesto iónico en solución forma iones Ba 2+ (ac) y SO 4 (ac) BaSO 4 (s) Ba 2+ (ac) + SO 4 (ac) Medida de disolución corresponde a la constante de equilibrio Constante de producto de solubilidad (o producto de solubilidad): cuán soluble es el sólido en agua K ps El producto de solubilidad es igual a al producto de la concentración (molar) de los iones participantes del equilibrio, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente en la ecuación de equilibrio K ps = [Ba 2+ ][SO 4 ] 4

5 K ps es la constante de equilibrio del equilibrio que existe entre un soluto iónico sólido y sus iones en disolución acuosa saturada. Valores bajos de K ps indican baja concentración de soluto disuelto en el solvente Existen tablas para muchos compuestos con los valores de K ps E j e m p l o d e c l a s e Escriba las expresiones de las constantes del producto de solubilidad y los valores de las K ps para: A- Carbonato de bario B- Sulfato de plata A- K ps = [Ba 2+ ][CO 3 ] = 5.0x10-9 B- K ps = [Ag + ] 2 [SO 4 ] = 1.5x10-5 S o l u b i l i d a d y k ps Solubilidad Cantidad que se disuelve para formar una disolución saturada (g/l) Solubilidad molar Moles de soluto que se disuelven para formar 1 L de disolución saturada (mol/l) Constante de producto de solubilidad Constante de equilibrio entre un sólido iónico y su disolución saturada (no tiene unidades) 5

6 E j e m p l o d e c l a s e 1 Ag 2 CrO 4 (s) 25ºC En la disolución saturada la [Ag + ] = 1.3x10-4 M Calcule la K ps del compuesto K ps = [Ag + ] 2 [CrO 4 ] 2Ag + (ac) + CrO 4 (ac) En el Equilibrio x 2x x x = [Cr 2 O 4- ] y 2x = 1.3x10-4 Entonces x= 6.5 x10-5 M K ps = [Ag + ] 2 [CrO 4 ] = (1.3x10-4 ) (6.5x10-5 ) = 1.1x10-12 Ejemplo de clase 2 La K ps del CaF 2 es de 3.9x10-11 a 25ºC Calcule la solubilidad del CaF 2 en agua en g/l CaF 2 (s) Ca 2+ (ac) + 2F - (ac) Inicial Cambio xm +2xM Equilibrio xm 2xM Según la estequiometría: en equilibrio se producen 2x moles/l de F - por cada x moles de CaF 2 que se disuelven Entonces: K ps = [Ca 2+ ][F - ] 2 = x(2x) 2 = 4x 3 = 3.0x10-11 Solubilidad molar de CaF 2 = 2.1x10-4 mol/l M CaF 2 = 78.1 g/mol Solubilidad en g/l = 2.1x10-4 mol/l (78.1 g/mol) = 1.6x10-2 g/l 6

7 Factores que afectan la solubilidad Temperatura Iones presentes ph Agentes complejeantes Efecto del ión común Por ejemplo: la presencia de Ca 2+ o de F - en una solución, reduce la solubilidad del CaF 2 CaF 2 (s) Ca 2+ (ac) + 2F - (ac) + Ca 2+ o + F - La solubilidad de una sal poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que aporta un ión común La presencia de solutos adicionales no modifica el valor de K ps 7

8 Ejemplo Calcule la solubilidad molar del CaF 2 a 25ºC en una disolución de: Ca(NO 3 ) M a- CaF 2 (s) Ca 2+ (ac) + 2F - (ac) Inicial Cambio x +2x Equilibrio ( x) 2x K ps = [Ca 2+ ][F - ] 2 = 3.9x10-11 K ps = 3.9x10-11 = [Ca 2+ ][F - ] 2 = ( x) (2x) 2 Entonces: 3.9x10-11 = (0.010)(2x) 2 La solubilidad del CaF 2 es muy pequeña (x es mucho menor que 0.010) x= 3.1x10-5 M ph La solubilidad de ciertas sustancias cuyo anión se comporta como una base, se puede ver afectada por el ph de la disolución Por ejemplo: Mg(OH) 2 (s) Mg 2+ (ac) + 2 OH - (ac) Una disolución saturada tiene un ph de 10,52 y contiene [Mg 2+ ] de 1,7x10-4 mol/l Kps = [Mg 2+ ] [OH - ] 2 = 1.8x

9 ph Si se equilibra con una solución amoriguadora a un ph de 9,0 Cuánto se disuelve? ph = 9,0 entonces poh = 5,0 Como poh= -log (OH); [OH - ] = 1,0 x10-5 mol/l Se va a disolver hasta que la concentración de [Mg 2+ ] sea 0,18 mol/l Otro ejemplo: La solubilidad del CaF 2 también aumenta a medida que aumenta la acidez de la solución porque el F - es una base fuerte (del ácido HF) CaF 2 (s) F - (ac) + H + (ac) Ca 2+ (ac) + 2F - (ac) HF (ac) Proceso global: CaF 2 (s) + 2H + (ac) Ca 2+ (ac) + 2HF (ac) Regla general: la solubilidad de las sales poco solubles que contienen aniones aumenta con [H + ] (se reduce el ph) 9

10 Formación de iones complejos Iones metálicos: capacidad de actuar como ácidos de Lewis ante las moléculas de agua y otras bases Ejemplo: El AgCl se disuelve en presencia de amoníaco acuoso por la formación de l complejo Ag(NH 3 ) 2 + AgCl (s) Ag + (ac) + 2NH 3 (ac) AgCl(s) + 2NH 3 (ac) Ag + (ac) + Cl - (ac) Ag(NH 3 ) 2+ (ac) Ag(NH 3 ) 2+ (ac) + Cl - (ac) Para aumentar la solubilidad: la base de Lewis debe interaccionar más intensamente que el agua con el ión metálico El conjunto de un ión metálico y las bases de Lewis ligadas a él, se llama ION COMPLEJO Su estabilidad en solución acuosa se puede medir en función de la constante de equilibrio de su formación a partir del ión metálico hidratado Constante de formación 10

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