Núcleo Temático 8 opasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfg. 03/02/2010 Equilibrio de Precipitación

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2 Núcleo Temático 8. Equilibrio de precipitación Competencias a desarrollar por el estudiante: Calcula el Kps de un electrolito binario a partir de su solubilidad Explica la influencia que ejercen en la solubilidad de una sal poco soluble, los factores son: Ion común, temperatura, hidrólisis, ph, iones diversos, formación de, complejos, solventes. Explica la utilidad del método de precipitación diferencial Determina la separación de iones conociendo los Kps de las sales participantes Subnúcleos Temáticos Equilibrio de precipitación - Equilibrio en sistemas heterogéneos. - Constante del producto de solubilidad. - Factores que afectan la solubilidad. - Temperatura - Naturaleza del solvente - Efecto del ion común - Efecto de ión no común - Efecto del ph. - Efecto de hidrólisis - Formación de complejos - Precipitación fraccionada

3 INTRODUCCIÓN El estudio de especies iónicas en soluciones acuosas son de gran importancia en muchas áreas de la química, como por ejemplo en la electro-química (se utiliza en la refinación y obtención del cobre entre otras utilidades), en la química orgánica, en la medicina (química farmacológica), entre otras. El equilibrio químico puede tener distintos niveles de complejidad. El nivel básico y más simple es aquel donde la especie es disuelta en agua pura sin otras especies ni iones en ella (lo cual sería un caso ideal), luego viene otro nivel más complejo donde hay iones comunes u otras sales que reaccionan entre ellas formando otras sales menos solubles (que es un caso más real y cotidiano ). Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrolitos y no electrolitos. Un electrolito es una sustancia que disuelta en agua, forma una disolución que conduce electricidad. Un no electrolito no conduce corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. Hay electrolitos fuertes y débiles. Una característica de los electrolitos fuertes es que en disolución se supone que el soluto se disocia 100% en sus iones (separación de cationes y aniones). Ejemplo: NaCl(s) Na + (ac) + Cl - (ac) El agua es un disolvente muy efectivo de compuestos iónicos. Aunque el agua es una molécula estrictamente neutra, tiene una región positiva (H + ) y otra negativa (el átomo de oxígeno). Estas regiones se denominan polos positivo y negativo, por ello es un disolvente polar. DEFINICIONES BÁSICAS Reacción de precipitación: es un tipo de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. En las reacciones de precipitación normalmente participan compuestos iónicos. Precipitado: es un sólido insoluble que se separa de la solución. Solubilidad: es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Las sustancias pueden clasificarse en términos cualitativos en: solubles, ligeramente solubles, insolubles. Se dice que una sustancia es soluble, si se disuelve en forma visible una cantidad suficiente cuando se agrega agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, no todos tienen la misma solubilidad.

4 Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en el agua a 25 C Compuestos solubles Excepciones Compuestos que contengan cationes de metales alcalinos (Li +, Na +, K +, Rb +, Cs + ) y el ión amonio, NH 4 + Nitratos (NO - 3 ), bicarbonatos (HCO - 3 ) y cloratos (ClO - 3 ) Haluros (Cl -, Br -, I - Haluros de Ag +, Hg + 2 y Pb +2 Sulfatos (SO 4 = ) Compuestos insolubles Carbonatos (CO = 3 ), fosfatos (PO -3 4 ), cromatos (CrO = 4 ), sulfuros (S = ) Hidróxidos (OH - ) Sulfatos de Ag +, Ca +2, Sr +2, Ba +2 y Pb+2 Excepciones Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ión amonio Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ión Ba +2 Equilibrio de solubilidad Las reglas de solubilidad, aunque son útiles, no permiten hacer predicciones cuantitativas de la cantidad de un compuesto iónico dado que se disolverá en agua. Para desarrolla un enfoque cuantitativo se parte de los que se conoce acerca del equilibrio químico. A menos que se señale otra cosa, se sobreentiende que el disolvente es el agua y la temperatura es de 25 C para los procesos de solubilidad. Sales sales solubles sales poco solubles Producto de solubilidad Los sistemas en equilibrio se pueden dividir en dos categorías: equilibrio homogéneo, donde los reaccionantes y productos están en la misma fase y el equilibrio heterogéneo donde está presente más de una fase (sólido, líquido o gas) Considere una disolución saturada de AgCl que está en contacto con AgCl sólido. El equilibrio de solubilidad se puede representar como: AgCl (s) Ag + (ac) + Cl - (ac) La sal cloruro de plata, (AgCl) se comporta como electrolito fuerte, se disuelve o disocia por completo en iones Ag + y Cl -. Ya sabemos que la concentración de un sólido es una constante. Así que la constante de equilibrio para la disolución de AgCl se puede escribir como: Kps = [Ag + ] [Cl - ]

5 Donde Kps, es la constante del producto de solubilidad o simplemente el producto de solubilidad. En general, el producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. Para los siguientes compuestos, la constante de equilibrio quedaría expresada como: El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, entre menor sea su valor menos soluble será el compuesto. Sin embargo, al utilizar los valores de Kps para comprobar solubilidades, se deben elegir los compuestos que tengan fórmulas semejantes, como AgCl y ZnS o CaF 2 y Fe(OH) 2 Ejemplo 1. PREDICCIÓN DEL EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN Para la reacción en equilibrio en que participa un sólido iónico en disolución acuosa, puede darse cualquiera de las siguientes condiciones: La disolución no está saturada La disolución está saturada La disolución está sobresaturada Para las concentraciones de iones que no corresponden a condiciones de equilibrio se utiliza el cociente de reacción Q, que en este caso se denomina: Producto iónico (Qps) para predecir si se formará un precipitado. El producto iónico (Q) tiene la misma forma de Kps pero las concentraciones son las iniciales.

6 SOLUBILIDAD MOLAR Y SOLUBILIDAD (Relación entre Kps y S) Hay dos maneras de expresa la solubilidad de una sustancia: Solubilidad molar: número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/l) Solubilidad, es el número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/l). Se habla de solución saturada alguna temperatura dada (que suele ser 25 C) RELACIÓN ENTRE K PS y S Por ejemplo: AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl-(ac) Kps = [Ag + ] [Cl - ] [Ag + ]= S [Cl - ]= S Donde S es la solubilidad molar Por tanto Kps = S. S => Kps = S 2 S = Ejemplo 1:

7 Ejemplo 2. La solubilidad del sulfato de calcio es 0,67 g/l. Calcule el valor de la Kps para este compuesto. MCaSO 4 = 136 g/mol S = 4,93x10-3 mol/l CaSO 4 (s) Ca 2+ (ac) + SO4 = (ac) Kps = [Ca2 + ] [SO = 4 ] Kps = S 2 Kps = (4,93X10-3 ) 2 Kps = 2,427x10-5 Ejemplo 3: Ag 2 CrO 4 (s) 2Ag + (ac) + CrO 4 = (ac) Kps = [Ag + ] 2 [CrO 4 = ] [Ag + ] = 2S [CrO 4 = ] = S Donde S es la solubilidad molar Por tanto Kps = (2S) 2. (S) => Kps = 4S 3 S = Relación entre el Kps y la solubilidad molar.

8 Ejemplo 4 EFECTO DEL ION COMUN Y LA SOLUBILIDAD Hasta el momento hemos visto sólo casos donde hay una sal en una solución donde el resto sería agua pura, o donde los iones son provenientes de una única sal. Pero, cómo se puede calcular la solubilidad o Kps si hay más sales que están aportando más iones del que estamos trabajando? El desplazamiento del equilibro causado por la adición de una compuesto que tiene un ión en común con las sustancias disueltas, se conoce como efecto del ión común. Suponga que se estudia una disolución en la que están disueltas dos sustancias que tienen un ión en común, por ejemplo el cloruro de plata, AgCl y el nitrato de plata, AgNO 3. Además de la disociación del AgCl, el siguiente proceso también contribuye a la concentración total de los iones plata (el ión en común) en la disolución: AgCl (s) Ag + (ac) + Cl - (ac) AgNO 3 (s) Ag + (ac) + NO 3 - (ac) Si el AgNO 3 se agrega a una disolución saturada de AgCl, el incremento de la concentración de los iones plata hará que el producto iónico sea mayor que el producto de solubilidad: Q = [Ag + ] i [Cl - ] I > Kps Para restablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, como lo predice el Principio de Le Chatelier, hasta que el producto iónico de nuevo sea igual a la Kps. El efecto de agregar un ión en común es, entonces, una disminución de la solubilidad de la sal (AgCl) en la disolución. Observe que en este caso, la concentración de los iones plata ya no es igual a la concentración de los iones cloruro en el equilibrio, sino que [Ag + ] > [Cl - ]

9 PRECIPITACIÓN SELECTIVA Tanto en el análisis químico cualitativo como en el cuantitativo, con frecuencia es necesario aprovechar las solubilidades diferentes para separar sólo a una de las sales de una solución. Los cálculos que emplean los productos de solubilidad pueden revelarnos cuándo es posible una separación de este tipo. SO 4 = K + Ba 2+ =, Cuando se agregan iones SO 4 se forma un precipitado de BaSO 4, con lo que se elimina la mayoría de los iones Ba +2. El K 2 SO 4 es soluble y se queda en solución. El precipitado BaSO 4 se puede separar de la solución por filtración NO 3 - Cl - Br - I - Aunque ambos productos fueron insolubles, se puede lograr cierto grado de separación mediante el reactivo apropiado para realizar la precipitación. Si se agregan iones nitrato, NO 3 -, se convertirán en halogenuros insolubles precipitando de manera selectiva, AgI, AgBr y luego AgCl. EJERCICIOS 1. La solubilidad del sulfato de bario, BaSO 4 en agua pura es de 1,22x10-5 mol/l. Calcule el valor del producto de solubilidad. Cuál es la concentración del ión bario, Ba +2 en la solución saturada de sulfato de bario. 2. La solubilidad del BaSO 4 es 2,45x10-4 g/100 ml. Cuál es el valor del Kps para el BaSO 4. R= 1,1x10-10

10 3. La solubilidad del cromato de plata, Ag 2 CrO 4 es 7,8x10-5 mol/l en agua pura. Calcule la constante del producto de solubilidad. 4. La solubilidad del Ag 2 CrO 4 es 1,31x10-4 mol/l. Calcular el Kps para el Ag 2 CrO 4. R= 9,0x Calcular la solubilidad del Mg(OH) 2 en g/l, si su producto de solubilidad es Kps Mh(OH) 2 igual 3,4x10-11 R= 0,012 g/l 6. Calcular la solubilidad del PbF 2, si su constante del producto de solubilidad es Kps PbF 2 igual 3,7x10-8 R= 0,514 g/l 7. El Kps del fluoruro de bario, BaF 2 es de 1,7x10-6. Calcule la solubilidad del BaF 2 en agua pura, la concentración del Ba +2 y del F - en la solución saturada. 8. Calcule la solubilidad del cloruro de plata, AgCl en (g/l) en una disolución de nitrato de plata, AgNO Calcular el número de gramos de AgCl que pueden disolverse en 400 ml de agua. Kps AgCl es 1,0x10-10 R= 5,73x10-4 g 10. La solubilidad del CaSO 4 en agua pura es 1,09 g/l. Calcular la solubilidad del CaSO 4 en una solución 0,02 mol/l de iones SO4 = R= 3,20x10-3 mol/l 11. Calcular la solubilidad del cromato de plata, Ag 2 CrO 4 en: a) agua pura, b) en solución de AgNO 3 de concentración 0,2 mol/l, c) en una solución de K 2 CrO 4 de concentración 0,08 mol/l. Si Kps de Ag 2 CrO 4 es 1,9x Se ha comprobado que la máxima cantidad de Pb(IO 3 ) 2 que se puede disolver en 5 litros de una solución de NaIO 3 es 0,010 mol/l es de 4,9x10-9 mol. Calcular el Kps del Pb(IO 3 ) 2 R= 9,80x El producto de solubilidad del fluoruro de calcio es 1,7x Calcule la solubilidad del CaF 2 en a) agua pura, b) en Ca(NO 3 ) 2 de concentración 0.1 mol/l y c) en KF de concentración 0,15 mol/l. 14. Calcular el número de gramos de SrCl 2 requeridos para precipitar SrSO 4 en 1 litro de solución que contiene 0,0010 mol de iones SO 4 =. Kps SrSO 4 es 2,80x10-7 R= g SrCl 2 : 0,044 g 15. El Pb(IO 3 ) 2 es una sal escasamente soluble, cuya constante del producto de solubilidad es 9,8x A 35 ml de una solución de Pb(NO 3 ) 2 de concentración 0,15 mol/l se le agregan 15 ml de una solución de KIO 3 de concentración 0,80 mol/l y se forma un precipitado de Pb(IO 3 ) 2. Cuáles son las concentraciones de los iones Pb +2 y IO 3 - que quedan en solución. R= [Pb +2 ]: 5,38x10-12 mol/l; [IO 3 - ]: 0,135mol/l

11 16. Cuál es la concentración de iones Ag + que se encuentran en solución si el AgCl es precipitado por el agregado de HCl a una solución de AgNO 3, de tal manera que se obtenga una concentración final de iones Cl - de 0,10 mol/l. Kps AgCl es 1,0x10-10 R= 1,0x10-9 mol/l 17. Se dispone de una solución que contiene sulfato 0,002 mol/l y fluoruro 0,003 mol/l. Si se agrega lentamente una solución que contiene Ca +2 y los Kps de las sales son: CaSO 4 3x10-5 y CaF2 1,7x A) calcule la cantidad de Ca +2 necesaria para precipitar cada sal. B) al agregar la solución de Ca 2+ poco a poco qué sal precipita primero? 18. Precipitará el Ag 3 PO 4 cuando se mezclan 20 ml de AgNO 3 0,002 mol/l con 30 ml de Na 3 PO 4 0,0005 mol/l. Kps Ag 3 PO 4 es 1,8x Demuestre su respuesta con cálculos. R = si precipita el Ag 3 PO Se ha comprobado que 1,30x10-6 mol es la máxima cantidad de PbSO 4 que puede disolverse en 130 ml de solución de Na 2 SO 4 1,1x10-3 mol/l. Se formará precipitado de PbSO 4 cuando se mezclan 20 ml de solución de Pb(NO 3 ) 2 2,0x10-4 mol/l con 80 ml de solución de Na 2 SO 4 1,0x10-4 mol/l. Demuestre su respuesta con cálculos. R= no precipita el PbSO Se prepara una solución disolviendo 0,0010 mol de KBr y 0,0010 mol de K 2 CrO 4 en suficiente cantidad de agua para tener un volumen de un litro. Ahora, a esta solución se le añade gota a gota una solución diluida de AgNO 3 hasta q se forma un precipitado. Precipitó AgBr o Ag 2 CrO 4?. Kps AgBr es 5,0x10-13 y Kps Ag 2 CrO 4 es 9,0x Demuestre su respuesta con cálculos. R= Precipitó AgBr 21. A una solución de 100 ml que contiene 15,7 g del ión Cl - se le agregan 150 ml de otra solución que contiene 22,3 g del ión Br -. A la mezcla resultante se le añade lentamente AgNO 3 sólido. Suponer volumen constante. Calcular: a) qué solido precipita primero? b) Cuál es la concentración de los iones Ag + en la solución cuando comienza a precipitar el segundo sólido por el agregado continuo de AgNO 3 sólido. Kps AgCl es 1,0x10-10 y Kps AgBr es 5,0x Demuestre su respuesta con cálculos. R= no precipita ninguno de los dos compuestos. 22. A 1 litro de solución que contiene 1 mol de NH 4 OH y 2 mol de NH 4 Cl se añade MgCl 2 sólido. Cuál es la mínima concentración de ión Mg +2 que producirá la precipitación del Mg(OH) 2. Kb NH 4 OH es 1,8x10-5 : Kps Mg(OH) 2 es 3,4x10-11 R= [Mg +2 ]: 0,420 mol/l 23. Poco a poco se añade nitrato de plata a una disolución que tenga iones Cl - y iones Br - en concentración 0,020 mol/l para cada ión. Calcule la concentración de Ag + que se necesita para iniciar la precipitación del AgBr y b) la precipitación del AgCl. Kps AgBr= 7,7x10-13 y Kps AgCl = 1,6x10-10 REFERENCIAS - Chang, R. (1999). Química. México: Mc Graw Hill. Sexta edición. - Organero, J. (2002) Equilibrio de Precipitación. Disponible en:

12 - Queirolo, A (2005). Nociones de producto de solubilidad. Disponible en: - Rodríguez, H (2001). Problemas de Equilibrio iónico. Universidad de Oriente, Química II. Puerto La Cruz