Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas. Química General para Ingeniería

Transcripción

1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas Química General para Ingeniería Tema: Equilibrios de solubilidad 1

2 . Equilibrios de compuestos iónicos ligeramente solubles. Solubilidad. Reacción de disolución. Constante de producto de solubilidad, K ps. Factores que afectan el equilibrio de solubilidad. Reacción de precipitación. Precipitación selectiva. Interconversión de precipitados. Disolución de precipitados. 2

3 En esta unidad se estudiarán los equilibrios de solubilidad de compuestos iónicos poco solubles o muy poco solubles. Muchas de las reacciones químicas que involucran a estos compuestos tienen aplicaciones importantes en diversos ámbitos: laboratorios de investigación y de análisis químico, procesos industriales, área de la salud, naturaleza y ambiente, etc. 3

4 Solubilidad. Solubilidad, s: es la cantidad máxima de una sustancia que se disuelve en una cantidad especificada de disolvente a T y P fijas. Solubilidad depende de: naturaleza de soluto naturaleza del disolvente temperatura presión (en el caso de disolver gases) 4

5 La solubilidad => concentración máxima de la solución a T (P). La solución que tiene la concentración máxima se denomina solución saturada. T, P Solución saturada Si se añade más soluto éste permanece sin disolverse. Solución saturada 5

6 Reacción de disolución. Constante de producto de solubilidad, K ps. Todas las sustancias se disuelven hasta que la solución se satura. El proceso de disolución, a T y P, de un soluto iónico sólido en agua se representa por: soluto (s) + agua(l) catión (ac) + anión(ac) o simplemente: ac soluto (s) catión(ac) + anión(ac) 6

7 Las soluciones saturadas en presencia de soluto sin disolver (como el caso que muestra la figura) establecen equilibrio entre el soluto sin disolver y la solución. T, P Catión(ac) Anión(ac) Este equilibrio corresponde al de la reacción: soluto (s) = catión(ac) + anión(ac) soluto(s) sin disolver 7

8 La reacción de disolución: soluto (s) = catión(ac) + anión(ac) tiene una constante de equilibrio que se denomina constante de producto de solubilidad y se designa K ps. Como el soluto es poco o muy poco soluble, la reacción de disolución está poco desplazada hacia los productos, en consecuencia el valor de K ps ( a T) siempre es pequeño. 8

9 Ejemplos. Reacción K ps a 25 C BaCO 3 (s) = Ba 2+ (ac) + CO 2-3 (ac) 8,1 x 10-9 AgCl(s) = Ag + (ac) + Cl - (ac) 1,6 x AgI(s) = Ag + (ac) + I - (ac) 8,3 x Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) = 3Ca 2+ (ac) + 2PO 3-4 (ac) 1,2 x Al(OH) 3 (s) = Al 3+ (ac) + 3OH - (ac) 1,8 x CuS(s) = Cu 2+ (ac) + S 2- (ac) 6,0 x Ag 2 S(s) = 2Ag + (ac) + S 2- (ac) 6,0 x

10 Ejemplos de expresiones de K ps. AgCl(s) = Ag + (ac) + Cl - (ac) K ps = 1,6 x K ps = [Ag + ][Cl - ] = 1,6 x Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) = 3Ca 2+ (ac) + 2PO 3-4 (ac) K ps = [Ca 2+ ] 3 [PO 3-4 ] 2 = 1,2 x Ag 2 S(s) = 2Ag + (ac) + S 2- (ac) K ps = 6,0 x K ps = [Ag + ] 2 [S 2- ] = 6,0 x

11 Relación entre K ps y solubilidad. Ejemplos. 1) Sea s la solubilidad (en moles/l) de AgCl(s) en agua a 25 C. Qué relación tiene s con K ps? Si la solubilidad es s => los moles/l de cloruro de plata disueltos son s, y éstos dan origen a s (mol/l) de Ag + (ac) y s(mol/l) de Cl - (ac) exceso de AgCl(s) sin disolver 11

12 El equilibrio se alcanza a través de la reacción de disolución: AgCl(s) = Ag + (ac) + Cl - (ac) M i) a 0 0 M c) -s s s M eq) a s s s Luego: K ps =[Ag + ][Cl - ] K ps = s 2 Tanto [Ag + ] como [Cl - ] miden la solubilidad del AgCl. 12

13 2) Sea s la solubilidad (en moles/l) de Cu(OH) 2 (s) en agua a 25 C. Qué relación tiene s con K ps? Reacción: Cu(OH) 2 (s) = Cu 2+ (ac) + 2OH - (ac) M i) a 0 0 M eq) a s s 2s K ps = [Cu 2+ ][OH - ] 2 K ps = s (2s) 2 K ps = 4s 3 Sólo [Cu 2+ ] mide la solubilidad del Cu(OH) 2. 13

14 La relación entre solubilidad y K ps cambia con la estequiometría de la reacción de disolución: Coeficientes estequiométricos Catión : Anión 1:1 2:1 ó 1:2 1:3 ó 3:1 2:3 ó :2 Relación entre Kps y s K ps = s 2 K ps = 4 s 3 K ps = 27 s 4 K ps = 108 s 5 verificar 14

15 Cálculos de K ps y de solubilidad. I) Determinación de K ps a partir de valor de solubilidad. Problema 1. La solubilidad del sulfato de plomo en agua a 25 C es 4,25 x 10-3 g/100 ml de solución. Calcule el valor de K ps del sulfato de plomo a 25 C. 15

16 Solución. s = 4,25x10-3 g/100 ml => s = 0,0425 g/l M PbSO 4 = 303,3 g/mol s = (0,0425 g/l)/303,3 g/mol = 1,40 x 10-4 mol/l Reacción: PbSO 4 (s) = Pb 2+ (ac) + SO 4 2- (ac) M i) a 0 0 M eq) a s s s K ps = [Pb 2+ ][SO 4 2- ] = s 2 = (1,40x10-4 ) 2 = 1,96x

17 Problema 2. Cuando se agita fluoruro de plomo en agua a 25ºC, se encuentra que la [F - ] en la solución saturada es 5,2x10-3 mol/l. Calcule el valor de K ps del fluoruro de plomo a 25ºC. 17

18 Solución. Reacción: PbF 2 (s) = Pb 2+ (ac) + 2 F - (ac) M i) a 0 0 M eq) a s s 2s [F - ] = 2s = 5,2x10-3 mol/l Por tanto s = [Pb 2+ ] = 2,6x10-3 mol/l y K ps = [Pb 2+ ][F - ] 2 = 4s 3 = 4x(2,6x10-3 ) 3 = 7,03x

19 II) Cálculo de solubilidad a partir de valor de K ps. Problema 3. El hidróxido de calcio (cal apagada) es una parte principal del mortero, el yeso y el cemento. Las soluciones de Ca(OH) 2 se usan en la industria como una base fuerte barata. Calcule la solubilidad de Ca(OH) 2 en agua si su K ps es 6,5x10-6 a 25ºC. Exprese la solubilidad en g/100 ml. 19

20 Solución. Ca(OH) 2 (s) = Ca 2+ (ac) + 2OH - (ac) M i) a 0 0 M eq) a s s 2s K ps = 4s 3 = 6,5 x 10-6 s = , = 1,18 10 M s = 1,18x10-2 mol/l x 74,0 g/mol = 0,87 g/l s = 0,087 g/100 ml 20

21 Problema 4. (Tarea) Una suspensión de Mg(OH) 2 (s) en agua se vende como leche de magnesia para aliviar trastornos estomacales menores provocados por la acidez. La [OH - ] es muy baja como para lastimar la boca y garganta, pero la suspensión se disuelve en los jugos estomacales ácidos, neutralizándolos. Cuál es la solubilidad molar del Mg(OH) 2 en agua pura a 25ºC? K ps Mg(OH) 2 = 6,3x10-10 a 25ºC. Resp.: 5,4x10-4 M 21

22 Uso de valores de K ps para comparar solubilidades. Los valores de K ps permiten comparar solubilidad relativa, en tanto se comparen compuestos que generan el mismo número total de iones. En tales casos, mientras mayor sea K ps mayor es la solubilidad del compuesto. Nº de iones Fórmula MgCO 3 BaCrO 4 BaF 2 Ag 2 CrO 4 Catión : anión 1:1 1:1 1:2 2:1 K ps 3,5x10-8 2,1x ,5x10-6 2,6x10-12 s (mol/l) 1,9x10-4 1,4x10-5 7,2x10-3 8,7x

23 Factores que afectan el equilibrio de solubilidad. I) Efecto de un ion común (en la solubilidad). La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de un compuesto poco soluble. Ejemplo: La solubilidad de BaF 2 en una solución que contiene iones Ba 2+ o iones F - es menor que la solubilidad en agua pura. (Principio de LeChâtelier). 23

24 Problema 5. Calcule la solubilidad de Al(OH) 3 a 25ºC en: a) agua (pura) b) solución 0,10 M de AlCl 3 c) solución 0,10 M de NaOH K ps Al(OH) 3 = 1,8 x

25 Solución. a) en agua: Al(OH) 3 (s) = Al 3+ (ac) + 3 OH - (ac) M i) a 0 0 M eq) a s s 3s 27 s 4 = 1,8 x s = 2,9 x 10-9 M 25

26 Solución. b) en solución 0,10 M de AlCl 3 : Al(OH) 3 (s) = Al 3+ (ac) + 3 OH - (ac) M i) a 0,10 0 M eq) a s 0,10 + s 3s (0,10 + s)(3s) 3 = 1,8 x se espera que este s sea menor que 2,9x10-9 M s = 8,8 x M 26

27 Solución. c) en solución 0,10 M de NaOH: Al(OH) 3 (s) = Al 3+ (ac) + 3 OH - (ac) M i) a 0 0,10 M eq) a s s 0,10 + 3s s(0,10 + 3s) 3 = 1,8 x Este valor de s debe ser más pequeño que los anteriores. s = 1,8 x M 27

28 Análisis de resultados: A pesar que la concentración del ion Al 3+ y la del ion OH - es la misma, la disminución que produce el ion OH - en la solubilidad es mayor que la que produce el ion Al 3+. Puesto que en: K ps = [Al 3+ ] [OH - ] 3 la [OH - ] afecta en potencia 3, en cambio la [Al 3+ ], afecta en primera potencia. 28

29 Problema 6. Ordene en forma creciente la solubilidad de BaSO 4 en: 1) BaCl 2 0,05M 2) agua 3) NaCl 0,05 M 4) Na 2 SO 4 0,05 M 5) Ba(NO 3 ) 2 0,10M 29

30 Solución. BaSO 4 (s) = Ba 2+ (ac) + SO 2-4 (ac) BaSO 4 (s) se disuelve en: 1) BaCl 2 0,05 M 2) agua 3) NaCl 0,05 M 4) Na 2 SO 4 0,05 M 5) Ba(NO 3 ) 2 0,10 M Efecto de ion comun si - no ion Sí Ba 2+ 0,05 M No No Sí SO 2-4 0,05 M Sí Ba 2+ 0,10 M Solubilidad Solubilidad: 5) < 4) = 1) < 2) = 3) 30

31 II) Efecto del ph en la solubilidad. La concentración de ion H + puede tener un efecto muy marcado sobre la solubilidad de un compuesto iónico. Si el compuesto contiene el anión de un ácido débil, la adición de un ácido fuerte (H + ) aumenta su solubilidad. (Le Châtelier) 31

32 Ejemplo. Cosidérese una solución saturada de carbonato de calcio. El equilibrio de disolución es: CaCO 3 (s) = Ca 2+ (ac) + CO 2-3 (ac) H + Ca 2+ CO 3 2- Ocurren reacciones ácido - base 32

33 CO 3 2- (ac) + H + (ac) HCO 3- (ac) HCO 3- (ac) + H + (ac) H 2 CO 3 (ac) H 2 CO 3 (ac) CO 2 (g) + H 2 O(l) + H + + H + CaCO 3 (s) = Ca 2+ + CO 3 2- HCO 3 - H 2 CO 3 CO 2 (g) + H 2 O + Ca 2+ La adición de ácido sobre carbonatos insolubles produce desprendimiento de CO 2 (g). 33

34 Qué efecto produce la adición de H + (ac) sobre una solución saturada en AgCl? AgCl(s) = Ag + (ac) + Cl - (ac) NINGUN efecto puesto que el Cl - es base conjugada de ácido fuerte. El ion Cl - es base extremadamente débil. 34

35 Problema 7. Escriba las ecuaciones balanceadas para explicar si la adición de ácido nítrico afecta la solubilidad de: a) bromuro de plomo (II) b) hidróxido de cobre (II) c) sulfuro de hierro (II) 35

36 Solución. El ácido nítrico => H + (ac) y NO 3- (ac) a) PbBr 2 (s) = Pb 2+ (ac) + 2Br - (ac) Br - anión de ácido fuerte, no reacciona con H + por tanto no se afecta la solubilidad de PbBr 2. b) Cu(OH) 2 (s) = Cu 2+ (ac) + 2OH - (ac) OH - base fuerte y reacciona con H +. Al consumirse los iones OH - aumenta la solubilidad de Cu(OH) 2. 36

37 c) FeS(s) = Fe 2+ (ac) + S 2- (ac) S 2- anión del ácido débil HS -, por tanto ocurren las reacciones: y H + S 2- (ac) + H + (ac) = HS - (ac) HS - (ac) + H + (ac) = H 2 S(ac) aumentando la solubilidad de FeS(s) 37

38 Reacción de precipitación. Se denomina reacción de precipitación de una sustancia poco soluble a la inversa de la reacción de disolución de dicha sustancia. Ejemplos de reacciones de precipitación: 1) Precipitación de AgCl(s): Ag + (ac) + Cl - (ac) = AgCl(s) K = = = = 6,2 10 K [Ag ][Cl ] 1, ps 9 38

39 2) Precipitación de Cu(OH) 2 (s): Cu 2+ (ac) + 2OH - (ac) = Cu(OH) 2 (s) 1 1 K = = = = 4,5 K [Cu2+][OH ] 2 2, ps

40 El proceso de precipitación consiste en hacer reaccionar soluciones tales que cada una de ellas aporta uno de los iones que forman el compuesto poco soluble. Ejemplos: Solución de AgNO 3 (ac) + solución de NaCl(ac) puede pp AgCl(s) Solución de Cu(NO 3 ) 2 (ac) + solución de NaOH(ac) puede pp Cu(OH) 2 (s) 40

41 Condición de precipitación Para que ocurra la formación del sólido (precipitación) es necesario que el sistema satisfaga la condición de equilibrio. Ag + (ac) Cl - (ac)? precipita Ag + Cl - AgCl(s)? no precipita Ag + Cl - 41

42 La reacción es: Ag + (ac) + Cl - (ac) = AgCl(s) y su condición de equilibrio es: K = = = = 6,2 10 K [Ag+ ][Cl ] 1, ps o bien: K ps = [Ag + ][Cl - ] = 1,6x10-10 Cómo saber si se cumple la condición de equilibrio? es decir, cómo saber si se forma precipitado? 9 42

43 La condición de equilibrio se cumple cuando Q = K ps La reacción ocurre de R P cuando Q > K ps Entonces con las concentraciones iniciales de los iones Ag + (ac) y Cl - (ac), se determina el valor de Q i : Q i = [Ag + ] i [Cl - ] i 43

44 Si Q i > K ps habrá reacción de precipitación hasta que Q = K ps Si Q i < K ps no hay pp Si Q i = K ps la solución está justo en el punto de saturación (1 cristal del sólido). 44

45 Problema 8. Determine si se forma o no precipitado cuando se mezclan 0,100 L de Ca(NO 3 ) 2 0,30 M con 0,200 L de NaF 0,06 M. 45

46 Solución. Qué compuesto podría precipitar? Ca NO Na + + 2F - = CaF 2 (s) + 2NO Na + Podría pp CaF 2 por ser poco soluble. La reacción de pp sería: Ca 2+ (ac) + 2F - (ac) = CaF 2 (s) 46

47 Ca 2+ (ac) 0,30 M F - (ac) 0,06 M [Ca 2+ ] i = 0,10 M [F - ] i = 0,040 M Q i =[Ca 2+ ] i [F - ] i2 = (0,10)(0,040) 2 = 1,6 x 10-4 Q i debe compararse con valor de K ps de CaF 2 (s) 47

48 K ps de CaF 2 (s) = 4,0 x Q i > K ps luego precipita CaF 2. Precipita CaF 2 hasta que Q = K ps 48

49 Problema 9. Los fosfatos en aguas naturales frecuentemente precipitan como sales insolubles como el Ca 3 (PO 4 ) 2. Determine si en un río donde las concentraciones de Ca 2+ y PO 4 3- son 10-6 M y 10-7 M, respectivamente, precipita o no fosfato de calcio. K ps de fosfato de calcio = 1,2 x

50 Solución. Para que pp Ca 3 (PO 4 ) 2 se debe cumplir que Q > K ps. Como la expresión de K ps = [Ca 2+ ] 3 [PO 3-4 ] 2 Q = [Ca 2+ ] 3 río [PO 3-4 ] 2 río Q = (10-6 ) 3 (10-7 ) 2 = Como Q < K ps => no precipita fosfato de calcio. 50

51 Problema 10. (Tarea). a) Se formará algo de Ba(IO 3 ) 2 (s) cuando se disuelven 6,5 mg de BaCl 2 en 500 ml de NaIO 3 (ac) 0,033 M? K ps Ba(IO 3 ) 2 = 1,5x10-9 b) Precipitará Ag 2 CrO 4 (s) si se agregan 15,0 ml de AgNO 3 (ac) 10-4 M a 35,0 ml de K 2 CrO 4 (ac) 10-3 M? K ps Ag 2 CrO 4 = 2,6x

52 Precipitación selectiva. Es posible separar uno o varios iones de otros iones presentes en una solución aprovechando las diferencias de las solubilidades de los compuestos que ellos forman con un ion precipitante dado. Este proceso se conoce como precipitación selectiva 52

53 Ejemplo. Los compuestos AgCl, CuCl y PbCl 2 son poco solubles y sus K ps son 1,6x10-10 ; 1,9x10-7 y 1,7x10-5, respectivamente. Desde una solución que contiene los iones Ag +, Cu + y Pb 2+, es posible separarlos precipitando selectivamente uno o dos de ellos con Cl -. 53

54 A la solución que contiene los tres iones se va agregando en forma controlada iones Cl -. Se agrega Cl - (puede ser como NaCl(s)) [Ag + ] i = 10-5 M [Cu + ] i = 10-4 M [Pb 2+ ] i = 10-1 M 54

55 Para que se inicie la pp AgCl(s) debe cumplirse que Q K ps de AgCl => [Ag + ] i [Cl - ] i 1,6 x => [Cl - ] i 1,6 x /10-5 [Cl - ] i 1,6 x 10-5 M Para que se inicie la pp CuCl(s) debe cumplirse que Q K ps de CuCl => [Cu + ] i [Cl - ] i 1,9 x 10-7 => [Cl - ] i 1,9 x 10-7 /10-4 [Cl - ] i 1,9 x 10-3 M 55

56 Para que se inicie la pp PbCl 2 (s) debe cumplirse que Q K ps de PbCl 2 => [Pb 2+ ] i [Cl - ] 2 i 1,7 x 10-5 => [Cl - ] i2 1,7 x 10-5 /10-1 [Cl - ] i 1,3 x 10-2 M A medida que se agrega el NaCl la concentración de Cl - en la solución empieza a aumentar. La primera condición de pp que se satisface es la del AgCl, pues ella es la que necesita la menor concentración de Cl -. El AgCl empieza a pp cuando [Cl - ] = 1,6x10-5 M. Cuando Cl - alcance el valor de 1,3x10-2 M se inicia la pp de PbCl 2 (s) y en último lugar precipitaría el CuCl(s). 56

57 Resumen de los valores calculados: Para que precipite en solución con [Cl - ] mínima debe ser Orden de pp AgCl(s) [Ag + ] = 10-5 M 1,6 x 10-5 M 1 CuCl(s) [Cu + ] = 10-4 M 1,9 x 10-3 M 2 PbCl 2 (s) [Pb 2+ ] = 10-1 M 1,3x10-2 M 3 57

58 inicial Cl - 1 Cl - 2 [Ag + ] i = 10-5 M [Cu + ] i = 10-4 M [Pb 2+ ] i = 10-1 M Cl - [Ag + ] = 1,2x10-8 M [Cu + ] = 1,5x10-5 M [Pb 2+ ] = 10-1 M [Cl - ] = 1,3x10-2 M AgCl(s) 3 CuCl [Ag + ] = 10-5 M [Cu + ] = 10-4 M [Pb 2+ ] = 10-1 M [Cl - ] = 1,6x10-5 M Se inicia pp de AgCl(s) Se inicia pp de PbCl 2 (s) AgCl(s) [Ag + ] = 8,4x10-8 M [Cu + ] = 10-4 M [Pb 2+ ] = 10-1 M [Cl - ] = 1,9x10-3 M AgCl(s) Se inicia pp de CuCl(s) [Ag + ] = 1,6x10-9 M [Cu + ] = 1,9x10-6 M [Pb 2+ ] = 1,7x10-3 M [Cl - ] = 10-1 M CuCl(s) PbCl 2(s)

59 Problema 11. Se agrega controladamente AgNO 3 (s) a 0,500 L de una solución que contiene iones CN - 0,05 M y iones PO 3 3-0,05 M. a) qué compuestos poco solubles pueden precipitar? b) Determine cuál de ellos precipita primero. c) Calcule la concentración del anión que precipita primero cuando se inicia la precipitación del otro compuesto. (Similar a problema 13 guía de ejercicios) 59

60 Solución a) qué compuestos poco solubles pueden precipitar? Los iones presentes en la solución son CN - y PO 4 3- y a éstos se agregan iones Ag + y NO 3-, luego los compuestos que se podrían formar son AgCN y Ag 3 PO 4 y debido a que ellos son poco solubles podrían precipitar como sólidos. Para resolver se necesitan los valores de Kps: AgCN(s) K ps = 2,2x10-16 Ag 3 PO 4 (s) K ps = 2,6x

61 b) Determine cuál de ellos precipita primero. Las reacciones de precipitación son: Ag + (ac) + CN - (ac) = AgCN(s) K ps = [Ag + ][CN - ] = 2,2 x Ag + (ac) + PO 4 3- (ac) = Ag 3 PO 4 (s) K ps = [Ag + ] 3 [PO 4 3- ] = 2,6 x

62 Para que precipite AgCN debe cumplirse: Q K ps => [Ag + ][CN - ] 2,2 x [Ag + ] 2,2 x / 0,05 [Ag + ] 4,4 x M Para que precipite Ag 3 PO 4 debe cumplirse: Q K ps => [Ag + ] 3 [PO 3-4 ] 2,6 x [Ag + ] 3 2,6 x / 0,05 [Ag + ] 3 5,2 x [Ag + ] 3,7 x 10-6 M 62

63 Precipita primero el compuesto que requiere la concentración más baja de iones Ag +, en este caso precipita primero AgCN(s). c) Calcule la concentración del anión que precipita primero cuando se inicia la precipitación del otro compuesto. El anión del compuesto que precipita primero es el ion CN -, luego debe determinarse [CN - ] =? en el instante que se inicia la pp de Ag 3 PO 4 (s). 63

64 La pp de Ag 3 PO 4 (s) se inicia cuando la [Ag + ] alcanza el valor 3,7 x 10-6 M y debido a que en el sistema ya hay AgCN precipitado, se debe satisfacer que: [Ag + ][CN - ] = 2,2 x luego [CN - ] = 2,2 x / 3,7 x 10-6 [CN - ] = 5,9 x M Respuesta: Cuando empieza a pp Ag 3 PO 4 (s) la concentración de CN - es 5,9 x M. 64

65 Problema 12. Determine el intervalo de ph que permite separar los iones Cu 2+ y Fe 3+ por precipitación de uno de los hidróxidos desde una solución que contiene Cu 2+ 0,02 M y Fe 3+ 0,02 M. Cu(OH) 2 (s) K ps = 2,2 x Fe(OH) 3 (s) K ps = 1,1 x (Similar a problema 14 guía de ejercicios) 65

66 Solución. OH - Para separar es necesario que precipite uno de los hidróxidos y NO el otro. OH - Cu 2+ 0,02 M Fe 3+ 0,02 M filtración 66

67 Para que pp Cu(OH) 2 (s): [Cu 2+ ][OH - ] 2 2,2 x [OH - ] (2,2 x /0,02) 1/2 [OH - ] 1,0 x 10-9 M Para que pp Fe(OH) 3 (s): [Fe 3+ ][OH - ] 3 1,1 x [OH - ] (1,1 x /0,02) 1/3 [OH - ] 3,8 x M 67

68 El Fe(OH) 3 (s) es el primero que pp, debe ser el único que pp y debe pp la máxima cantidad posible para lograr la separación deseada. Para que pp el máximo de Fe(OH) 3 (s): [OH - ] > 3,8 x M Para EVITAR que pp Cu(OH) 2 (s): [OH - ] < 1,0 x 10-9 M Luego debe cumplirse que: 3,8 x M < [OH - ] < 1,0 x 10-9 M 68

69 Este intervalo de [OH - ] debe expresarse como un intervalo de ph: Cuando [OH - ] > 3,8 x M [H + ] < /3,8 x [H + ] < 2,6 x 10-3 M => ph > 2,58 Cuando [OH - ] < 10-9 M [H + ] > / 10-9 [H + ] > 10-5 M => ph < 5,00 El intervalo de ph que permite la separación es: 2,58 < ph < 5,00 69

70 Precipitación de sulfuros. Los sulfuros insolubles se precipitan usando H 2 S(g) como agente precipitante. Ejemplo: H 2 S(g) Cu 2+ CuS(s) 70

71 Cómo se generan iones S 2- (ac) a partir del H 2 S(g)? H 2 S(g) = H 2 S(ac) K = 10-1 (a 25 C) H 2 S(ac) = H + (ac) + HS - (ac) K a1 = 10-7 HS - (ac) = H + (ac) + S 2- (ac) K a2 = El cambio global es: H 2 S(g) = 2 H + (ac) + S 2- (ac) K = Luego: de donde: K = + [H ] P 2 H [S 2 S 2- ] = P 2- H [S ] = 2 [H + ] 2 a S 25 C 71

72 La [S 2- ] depende de Presión de H 2 S ph de la solución A 25 C y presión de H 2 S = 1 atm: H 2S [S ] = + 2 [H ] P 1 atm ph etc. [S 2- ] mol/l

73 Problema 13. Determine si precipita o no sulfuro de níquel, NiS, cuando se burbujea H 2 S(g) a 1 atm en una solución 10-4 M en iones Ni 2+ cuyo ph es 3,5. K ps de NiS = H 2 S(g) 1 atm Precipita NiS? Ni M ph = 3,5 73

74 Para que pp NiS se debe cumplir que: Q i = [Ni 2+ ] i [S 2- ] i sea mayor o igual a K ps de NiS. Cálculo de [S 2- ] i : H 2S [S ] = + 2 [H con P de H 2 S = 1 atm ph = 3,5 => [H + ] = 10-3,5 = 3,16x10-4 M ] P Reemplazando: [S ] = (3,16 10 ) = M Luego Q i = 10-4 x = Q i > K ps entonces pp NiS. 74

75 Interconversión de precipitados. Las reacciones mediante las cuales una sustancia poco soluble (pp) se disuelve para formar otra sustancia poco soluble (pp), se conocen como reacciones de interconversión de precipitados. Ejemplos. BaCO 3 (s) + Pb 2+ (ac) = Ba 2+ (ac) + PbCO 3 (s) 2 AgBr(s) + S 2- (ac) = 2 Br - (ac) + Ag 2 S(s) PbI 2 (s) + CrO 4 2- (ac) = 2 I - (ac) + PbCrO 4 (s) 75

76 Las reacciones de interconversión de pp son útiles cuando se desea liberar un ion desde una especie poco soluble. Para que la reacción ocurra su constante de equilibrio debe tener un valor por lo menos

77 Cálulo de K de una reacción de interconversión de pp. Ejemplo. 2 AgBr(s) + S 2- (ac) = 2 Br - (ac) + Ag 2 S(s) Esta reacción se obtiene a partir de las reacciones: 2 AgBr(s) = 2 Ag + (ac) + 2 Br - (ac) (K ps AgBr) 2 2Ag + (ac) + S 2- (ac) = Ag 2 S(s) 1/K ps Ag 2 S 2 AgBr(s) + S 2- (ac) = 2 Br - (ac) + Ag 2 S(s) K = (K ps AgBr) 2 /K ps Ag 2 S 77

78 K = (K ps AgBr) 2 /K ps Ag 2 S Reemplazando los valores de K ps : K = (5,0x10-13 ) 2 /8x10-48 = 3,1 x La reacción ocurre, prácticamente 100% Si se agrega solución de Na 2 S(ac) sobre AgBr(s) se forma Ag 2 S(s) y se libera hacia la solución el ion Br (ac) 78

79 AgBr(s) es de color amarillo, Ag 2 S(s) es negro. Na 2 S(ac) Br - AgBr(s) Ag 2 S(s) 79

80 Problema 14. Determine si las siguientes reacciones ocurren o no. a) 2 I - (ac) + PbCrO 4 (s) = PbI 2 (s) + CrO 2-4 (ac) b) Mg(OH) 2 (s) + Co 2+ (ac) = Mg 2+ (ac) + Co(OH) 2 (s) Datos: sustancia PbCrO 4 PbI 2 Mg(OH) 2 Co(OH) 2 K ps 2,3 x ,9 x ,3 x ,3 x

81 Solución. Se deben determinar las K de las reacciones: a) 2 I - (ac) + PbCrO 4 (s) = PbI 2 (s) + CrO 2-4 (ac) K = K ps de PbCrO 4 / K ps de PbI 2 K = 2,3 x / 7,9 x 10-9 = 2,9 x 10-5 El valor pequeño de K indica que la reacción no ocurre: NHR 81

82 b) Mg(OH) 2 (s) + Co 2+ (ac) = Mg 2+ (ac) + Co(OH) 2 (s) K = K ps de Mg(OH) 2 / K ps de Co(OH) 2 K = 6,3 x /1,3 x K = 4,9 x 10 5 El valor alto de K indica que la reacción ocurre, es decir el Mg(OH) 2 (s) se disulve al agregarle solución de iones Co 2+ precipitando Co(OH) 2 (s) y liberando iones Mg