lunes, 18 de octubre de 2010

KPS

imagenes subidas por gustavo perera, 6º ciencias agrarias




jueves, 7 de octubre de 2010

Equilibrios de solubilidad. Prácticas de química



Ana Clara Sabbatella 6to Agronomia

La remolacha, un indicador natural



Narciso Betancor

Neutralización ácido - base





Narciso Betancor

Video de solubilidad

Hacer clic para ver el enlace: http://www.youtube.com/watch?v=L8DHvgZ2A-k

CAMILA CURBELO

Video de solubilidad

Hacer clic para ver el enlace: http://www.youtube.com/watch?v=L8DHvgZ2A-k
videos de kps:http://www.youtube.com/watch?v=TEkUxIDHnM0
http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/moodle/file.php/463/Modulo_4/equilibrio_de_solubilidad.pdf


PDF sobre solubilidad!...LUCAS MENDIETA
http://www.youtube.com/watch?v=EuQliWl_1OU
IMagenes subidas por GUSTAVO PERERE 6º Ciencias Agrarias

equilibrio de soluvilidad

Equilibrio de solubilidad
Artículo de la Enciclopedia Libre Universal en Español.
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Precipitación y Producto de Solubilidad Nociones de Solubilidad Anteriormente se estudiaron los equilibrios iónicos homogéneos donde intervenían ácidos y bases en una sola fase . Sin embargo, estos no son los únicos que se producen en soluciones acuosas. Existen equilibrios en el que intervienen especies que poseen solubilidades muy bajas, insolubles en agua, que tienden a precipitar y formar dos fases.(equilibrios heterogéneos).Cuando un sólido iónico AB, se dispersa en agua las partículas que lo forman liberan sus componentes(iones o moléculas (A+) o (B-)que se difunden en el agua , es decir ,el sólido se disuelve y se obtiene un sistema en equilibrio con sus iones . Una solución se considera saturada cuando una cantidad dada de solvente no acepta mas soluto.(máxima capacidad de aceptación de soluto).La condición de saturación nos permite entonces, establecer un punto limite o de equilibrio entre la solución no saturada (por defecto de soluto)y la sobresaturada (por exceso de soluto en el solvente).

No saturada----[SATURADA]----Sobresaturada
Equilibrio dinámico Solubilidad(S) Expresa la máxima cantidad en gramos de soluto que puede disolver 100g disolvente a una T dada.(g/L) S= g soluto/ 100g solvente (100ml H20) Solubilidad Molar(s) Expresa la máxima cantidad de moles de soluto que puede disolverse en 1L de solución saturada. La aparición de una fase no soluble turbidez o sólido cuando una reacción química transcurre se conoce como precipitación y el sólido como precipitado. El fenómeno de precipitación puede tener origen de dos causas: a)Por concentración de una solución mediante evaporación del solvente. o adición de un soluto) b)Por adición de reactivo que forme un compuesto insoluble con alguno de los iones de la solución

Ej: AgNO3+NaCl -----AgCl (s) + NaNO3(ac)
La fase insoluble, poco soluble o sólido en la reacción se distingue como (s) y la fase en solución acuosa (ac) QUE ES EL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. Al prepararse una solución saturada de una sal, se establece un equilibrio dinámico entre los iones que se disocian (parte disuelta) y el sólido precursor (parte insoluble) que se deposita en el fondo del recipiente.

DISOLUCION
AxBy (s) ======= xA+y (ac)+ yB-x(ac)
PRECIPITACION Al proponer una Keq obtenemos : Keq = [ A+y]x [B-x]y [AxBy](s) de donde la expresión resultante de la Keqx [AxBy] es un valor que define el producto de las concentraciones (en mol/L ó g/L) de los iones involucrados que están en equilibrio en una disolución saturada a una T°C dada ,denominado Kps o Constante de producto de solubilidad

Kps= [A+y]x [B-x]y
ENUNCIADO DEL PRINCIPIO DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD “En toda solución saturada de una sal poco soluble, se cumple que a una determinada Temperatura el producto de las concentraciones de sus iones elevadas a las potencias indicadas por sus coeficientes estequiométricos es una constante” Ejemplo 1 a) Mg(OH)2 ===Mg+2 + 2OH- Kps=[Mg+2]x[OH-]2

b) Bi2S3 ===2Bi+3 + 3S-2
Kps=[Bi+3 ]2x[S-2]3 Puesto que el Producto de Solubilidad también llamado Producto Iónico (P.I) rige los equilibrios que se establecen en una disolución saturada , este puede romperse disminuyendo las concentraciones de [A] o [B]de la parte disuelta, para restablecerlo se tendrá que disolver más sólido AB para restablecer el equilibrio.(le Chatelier.) REGLAS CUALITATIVAS QUE AYUDAN A DETERMINAR LA SOLUBILIDAD DE SALES EN AGUA. SON SOLUBLES: a)Todos los acetatos, (CH3COO-),Nitratos(NO3-), Nitritos, (NO2-),Cloratos (ClO3-) y percloratos( ClO4-) b)Todos los cloruros , bromuros y Yoduros excepto los de Plata, Mercurio(I), Cobre(I) y Plomo. c)Todos los Sulfatos, excepto los de. BaSO4, Sr SO4, Pb SO4, HgSO4, Hg2SO4, CaSO4, Ag2SO4. d)Todas las sales de Amonio (NH4+) y las correspondiente a los metales del grupo I SON INSOLUBLES.- a)Todos los carbonatos (CO3=), fosfatos (PO4-3), arseniatos (AsO4-3), Sulfitos (SO3=), boratos (BO3=) y silicatos (SiO3=) excepto los del grupo I b)Todos los hidróxidos, excepto los del grupo I, y Sr(OH)2, Ba(OH)2, NH4OH, Ca(OH)2 que es poco soluble. c)Todos los sulfuros (S=), son insolubles, excepto los del grupo I, II y el (NH4)2S. SOLUBILIDAD MOLAR Y EL KPS:

AxBy (s) ======= xA+y (ac)+ yB-x(ac)
En un Litro de solución saturada , 1mol de AB origina X moles de ionesde A y Y molesde iones B 1molAxBy(s)== xmolA (ac) + ymol B (ac) El Kps estará dado por Kps = [A+y]x [B-x]y Al sustituir las concentraciones por la solubilidad molar (S), encontramos que:

Kps = [A+y]x [B-x]y
Kps= (xS)x (yS)y Donde la solubilidad S, del compuesto AB se expresa APLICACIONES DEL KPS: El kps nos permite: a)Calcular la solubilidad de un compuesto en agua y la concentración de sus iones en la solución saturada. b)Determinar si habrá o no precipitado en una solución siguiendo los criterios de precipitación completa. c) Calcular la concentración de ión necesario para iniciar la precipitación. d)Explicar la disminución de la solubilidad por el efecto del ión común. e) Explicar la precitación fraccionada o selectiva. CRITERIOS PARA UNA PRECIPITACIÓN COMPLETA: -Si el P.I > Kps: ocurre la precipitación -Si el P.I = Kps: la disolución esta saturada y no ocurre la precipitación (Equilibrio de saturación) Si el P.I < Kps : no puede ocurrir la precipitación, la disolución esta insaturada o el precipitado se disuelve. El Kps varia con la temperatura. La solubilidad de la mayoría de las sustancias aumenta con T asi que el Kps también. A>T>Kps Formula del ppdo. Expresión para el Kps En términos de las concentraciones de las especies En términos de las solubilidades (s) AB [A] [B] S2 A2B [A]2 [B] 4S3 AB2 [A] [B]2 4S3 A3B [A]3 [B] 27S4 AB3 [A] [B]3 27S4 A2B3 [A]2 [B]3 108S5 A3B2 [A]3 [B]2 108S5 ABC [A] [B][C] S3

Ejemplo2 a) AgCl ===Ag+ + Cl-
Kps=[Ag+] x[Cl-] =1.8E-10 (S) (S) Kps=(S)2 = S= 2 Kps S=1.3E-05

b) Ag2CrO4 ===2Ag+ + CrO4-2
Kps= [Ag+ ]2 x[CrO4-2] =1.1E-12

(2S)2 (S)
Kps= (4S2)(S)=4S3 = S = 3 Kps S=6.5E-05
4 El kps del AgCl > Ag2CrO4 , pero su solubilidad es mayor que la del AgCl. Para una sal de una misma estequiometría, cuanto más bajo sea el Kps, tanto más insoluble será la sal. pero esta comparación no es válida si los compuestos son de diferente tipo de estequiometría . EFECTO DE UN ION COMUN EN LOS EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD: Los iones en una solución saturada provienen de una única fuente: el soluto precipitado. Consideremos el equilibrio de saturación:

AxBy (s) ======= A+y (ac)+ B-x(ac)
← + B Supongamos que: añadimos mayor cantidad de +B-, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda(Inversa) a fin de disminuir la cantidad de este ión añadido consumiendo mayor cantidad de A+ (disminuye su concentración) y AUMENTA la concentración de AB, favoreciendo la no disociación y la posibilidad de su mayor precipitación. Al incrementar la concentración de alguno de los iones involucrados (A ó B) se aumenta el Producto Iónico y superando el valor del Kps de AB. Si el P.I > Kps: ocurre la precipitación. La Dilución , de las especies que originan el precipitado puede evitar la precipitación El número de veces (N) que disminuye la solubilidad con I.C ,con respecto al agua se calcula mediante. N= Sagua/S IC Todo precipitado podrá observarse a simple vista si P.I/Kps>103 EFECTO DE UN ION DIFERENTE(NO COMUN)EN LA SOLUBILIDAD(Efecto Salino)

La solubilidad de un compuesto poco soluble aumenta, en presencia de un electrolito fuerte como iones no comunes a un equilibrio de solubilidad. La adición de un ión no común aumenta la concentración iónica y la atracciones interiónicas aumentando la solubilidad del precipitado favoreciendo su disolución.
AxBy (s) ======= A+y (ac)+ B-x(ac) + X+Z- Supongamos que: añadimos un Ión No Común (Z-) el ión positivo A+ reaccionará con este disminuyendo su concentración) obligando a disociar mayor cantidad de compuesto AB, favoreciendo la reacción directa de disociación y la posibilidad de su menor precipitación. PRECIPITACIÓN FRACCIONADA. Es una técnica analítica en la que dos ó más iones, capaces de ser precipitados, son separados selectivamente por diferencias de solubilidad mediante la adición de un reactivo precipitante. Se puede lograr que un ión específico quede en solución mientras otro forme un compuesto insoluble con el precipitante , o viceversa. El ión que precipitará primero es aquel que necesite la menor cantidad de ión precipitante. Sea una solución que contiene dos iones (B-)(ac) y (C-) (ac)en igual concentración. Desde una bureta se deja caer lentamente un agente precipitante AP ( con el ión clave A+) y P- como ión espectador AP+ B- ----- AB(s) + P-(ac) AP+ C- ----- AC(s) + P-(ac) Se forman dos precipitados de igual estequiometría AB(s) y AC(s) AB(s)====A+ (ac) + B-(ac) KpsAB

AC(s)====A+ (ac) + C-(ac) KpsAC
El compuesto que precipitará primero, es aquel cuya solubilidad sea menor (Kps menor) Análogamente, el compuesto que precipita primero será aquel que necesite menor concentración de ión precipitante (A+) [A]1= KpsAB/[B-] ó [A]2=KpsAC/[C-] Si las concentraciones de los aniones (B-) y (C-) no difieren mucho, al añadir A , precipitará primero el compuesto más insoluble, pero no totalmente , sino que antes de llegar a la precipitación total de uno de los dos, puede empezar a precipitar el otro, simultáneamente. DISOLUCIÓN DE PRECIPITADOS Sí se disminuye la concentración de algunos de uno o todos los iones involucrados en un precipitado , hasta el punto que el P.I no supere el Kps del compuesto , se disolverá dicho precipitado, o si no se ha formado, se evitará su formación. Existen cuatro maneras de disminuir la concentración de iones: (pH y solubilidad)

a) POR FORMACIÓN DE UN ÁCIDO DEBIL:(Este efecto lo relacionamos con el efecto de iones no comunes a un equilibrio de solubilidad). A mayor fuerza de la base conjugada (>Kb) mayor capacidad de aceptación de H+ por parte del Anión (B-) , se forma HB(ácido débil) que aumenta la solubilidad del precipitado. Un aumento en la [H+] , disminuirá la [B-] se obliga a disociar mayor cantidad de compuesto AB, para restablecer el equilibrio favoreciendo la reacción directa de disociación y la posibilidad de su disolución. AxBy (s) ======= A+y (ac)+ B-x(ac) + H+

H+ (ac)+ B-x(ac) ------- HB
Los oxalatos, boratos, cromatos, etc.. se han de disolver en ácidos fuertes, y si el anión procede de un ácido muy débil , son incluso solubles en ácido acético. Excepción: Los sulfuros a pesar de proceder de un ácido débil H2S, solo se disuelven en agua regia(HNO3/HCl).

b) POR FORMACIÓN DE UNA BASE DEBIL: La disolución de hidróxidos insolubles (AxOH)en sales amónicas es un ejemplo. Sea NH4Cl , el catión NH4+ se combina con los OH- del precipitado y origina una base débil (NH3).

AxOH (s) ====== A+y (ac)+ OH-x(ac)
+ NH4+

NH4+ + OH- ------ NH3
Un aumento en la [NH4+], proveniente de una sal amónica , disminuirá la [OH-] y obliga a disociar mayor cantidad de compuesto AxOH, para restablecer el equilibrio favoreciendo la reacción directa de disociación y la posibilidad de su disolución.

c) POR FORMACIÓN DE UN COMPLEJO ESTABLE. Los complejos de coordinación son especies químicas lo bastante estables(Keq = Kest muy altas) como favorecer su formación antes que su disociación iónica. Por ej. el AgCl se disuelve en NH3 AgCl(s)+ 2NH3 ====[Ag(NH3)2]+ +Cl- La formación de este complejo amoniacal reduce la concentración de iones Ag+ en solución hasta valores menores y por tanto, el nuevo valor del P.I es mucho menor que el Kps original del AgCl obligando a disociarse más AgCl y por ende disolverse. para restablecer el equilibrio. La solubilidad de un compuesto poco soluble en un reactivo que forme un complejo, dependerá de la estabilidad (Kest) del complejo. A mayor Kest del complejo formado mayor solubilidad del compuesto .

d) POR UNA REACCION REDOX La adición de ciertos ácidos con propiedades oxidantes(HNO3) a ciertas sales poco solubles que contengan un ión que pueda reducirse y convertirse (A-2----A+1) en otra especie que desapareció al cambiar su estado de oxidación y no formar parte del precipitado inicial obliga a disolver más de él para recuperar esos iones perdidos. FRESUMEN DE INTERES: -Muy soluble significa que no precipita o se disuelven, la mayoría de sus iones estarían en disolución (ac) -Poco soluble o insoluble significa que precipita, la mayoría de sus iones están precipitados y poca cantidad en disolución (ac).en equilibrio con el solido - El Kps varia con la temperatura. La solubilidad de la mayoría de las sustancias aumenta con T así que ,el Kps también. A>T>Kps - La solubilidad varia con el Kps. Si el precipitado pertenece a una misma fórmula (AB, AB2,....etc) se cumple que: A >Kps>S de lo contrario se tendrá que determinar la solubilidad ( ver ejemplo2) - Sí se disminuye la concentración de algunos de uno o todos los iones involucrados en un precipitado , hasta el punto que el P.I no supere el Kps del compuesto , se disolverá dicho precipitado, o si no se ha formado se evitará su formación. -Cuanto más bajo sea el Kps, tanto más insoluble será la sal -La adición de reactivos con un ión común al equilibrio disminuye la solubilidad y favorece la precipitación. - La adición de un ión no-común (EFECTO SALINO) al equilibrio aumenta la solubilidad y favorece la disolución de precipitado. -En una precipitación selectiva el ión que precipitará primero es aquel que necesite la menor cantidad de ión precipitante. - A mayor fuerza de la base conjugada (>Kb) mayor capacidad de aceptación de H+ por parte del Anión (B-) , se forma HB(ácido débil) que aumenta la solubilidad del precipitado

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KPS

Objetivos:

Analizar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad.

Calcular la constante producto de solubilidad de una sal.

Las soluciones de nitrato de plomo y ioduro de potasio son de color transparente. Al mezclar ambas soluciones a temperatura ambiente, se forma ioduro de plomo, un compuesto sólido de color amarillo que precipita, dando un color amarillo turbio a la solución y observándose un efecto de lluvia dorada. Al calentar la solución, se llega a una temperatura en la que el precipitado se disuelve completamente, volviendo la solución a su color original (transparente). Si se deja enfriar la solución, comienzan a aparecer unas partículas doradas (el efecto de lluvia dorada antes mencionado) pues reaparece el precipitado de ioduro de plomo.

De la primera parte podemos decir que con el aumento de la temperatura, la solubilidad del ioduro de plomo, como en la mayoría de las sales, se hace mayor. Esto nos indica que la reacción de disolución de esta sal es endotérmica, por lo que un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio hacia los productos, aumentando la solubilidad. Además, lo confirma el hecho de que con el descenso de temperatura la sal vuelve a precipitar.

Con respecto al KClO3, también podemos decir que la solubilidad aumenta con la temperatura, por lo que su disolución también es endotérmica. Hubiese sido útil pesar la muestra de KClO3 antes de realizar la experiencia para compararlas, y así evaluar la efectividad del método utilizado.

Por último, comparando la constante del producto de solubilidad para el Ca(IO3)2 obtenida experimentalmente con la tabulada, vemos que difieren en un orden. Creemos que esto puede deberse a errores en la medición de volúmenes, o a la posibilidad de haber agregado el almidón cuando la solución ya estaba bastante descolorida y habernos pasado del punto final. La diferencia con respecto a la constante tabulada puede deberse a que las condiciones experimentales no fueran las estándar, por ejemplo, si la temperatura del laboratorio era distinta de 25ºC el día en que se hizo la titulación, la constante pudo haber cambiado.
Equilibrio de solubilidad
Artículo de la Enciclopedia Libre Universal en Español.
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Precipitación y Producto de Solubilidad Nociones de Solubilidad Anteriormente se estudiaron los equilibrios iónicos homogéneos donde intervenían ácidos y bases en una sola fase . Sin embargo, estos no son los únicos que se producen en soluciones acuosas. Existen equilibrios en el que intervienen especies que poseen solubilidades muy bajas, insolubles en agua, que tienden a precipitar y formar dos fases.(equilibrios heterogéneos).Cuando un sólido iónico AB, se dispersa en agua las partículas que lo forman liberan sus componentes(iones o moléculas (A+) o (B-)que se difunden en el agua , es decir ,el sólido se disuelve y se obtiene un sistema en equilibrio con sus iones . Una solución se considera saturada cuando una cantidad dada de solvente no acepta mas soluto.(máxima capacidad de aceptación de soluto).La condición de saturación nos permite entonces, establecer un punto limite o de equilibrio entre la solución no saturada (por defecto de soluto)y la sobresaturada (por exceso de soluto en el solvente).

No saturada----[SATURADA]----Sobresaturada
Equilibrio dinámico Solubilidad(S) Expresa la máxima cantidad en gramos de soluto que puede disolver 100g disolvente a una T dada.(g/L) S= g soluto/ 100g solvente (100ml H20) Solubilidad Molar(s) Expresa la máxima cantidad de moles de soluto que puede disolverse en 1L de solución saturada. La aparición de una fase no soluble turbidez o sólido cuando una reacción química transcurre se conoce como precipitación y el sólido como precipitado. El fenómeno de precipitación puede tener origen de dos causas: a)Por concentración de una solución mediante evaporación del solvente. o adición de un soluto) b)Por adición de reactivo que forme un compuesto insoluble con alguno de los iones de la solución

Ej: AgNO3+NaCl -----AgCl (s) + NaNO3(ac)
La fase insoluble, poco soluble o sólido en la reacción se distingue como (s) y la fase en solución acuosa (ac) QUE ES EL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. Al prepararse una solución saturada de una sal, se establece un equilibrio dinámico entre los iones que se disocian (parte disuelta) y el sólido precursor (parte insoluble) que se deposita en el fondo del recipiente.

DISOLUCION
AxBy (s) ======= xA+y (ac)+ yB-x(ac)
PRECIPITACION Al proponer una Keq obtenemos : Keq = [ A+y]x [B-x]y [AxBy](s) de donde la expresión resultante de la Keqx [AxBy] es un valor que define el producto de las concentraciones (en mol/L ó g/L) de los iones involucrados que están en equilibrio en una disolución saturada a una T°C dada ,denominado Kps o Constante de producto de solubilidad

Kps= [A+y]x [B-x]y
ENUNCIADO DEL PRINCIPIO DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD “En toda solución saturada de una sal poco soluble, se cumple que a una determinada Temperatura el producto de las concentraciones de sus iones elevadas a las potencias indicadas por sus coeficientes estequiométricos es una constante” Ejemplo 1 a) Mg(OH)2 ===Mg+2 + 2OH- Kps=[Mg+2]x[OH-]2

b) Bi2S3 ===2Bi+3 + 3S-2
Kps=[Bi+3 ]2x[S-2]3 Puesto que el Producto de Solubilidad también llamado Producto Iónico (P.I) rige los equilibrios que se establecen en una disolución saturada , este puede romperse disminuyendo las concentraciones de [A] o [B]de la parte disuelta, para restablecerlo se tendrá que disolver más sólido AB para restablecer el equilibrio.(le Chatelier.) REGLAS CUALITATIVAS QUE AYUDAN A DETERMINAR LA SOLUBILIDAD DE SALES EN AGUA. SON SOLUBLES: a)Todos los acetatos, (CH3COO-),Nitratos(NO3-), Nitritos, (NO2-),Cloratos (ClO3-) y percloratos( ClO4-) b)Todos los cloruros , bromuros y Yoduros excepto los de Plata, Mercurio(I), Cobre(I) y Plomo. c)Todos los Sulfatos, excepto los de. BaSO4, Sr SO4, Pb SO4, HgSO4, Hg2SO4, CaSO4, Ag2SO4. d)Todas las sales de Amonio (NH4+) y las correspondiente a los metales del grupo I SON INSOLUBLES.- a)Todos los carbonatos (CO3=), fosfatos (PO4-3), arseniatos (AsO4-3), Sulfitos (SO3=), boratos (BO3=) y silicatos (SiO3=) excepto los del grupo I b)Todos los hidróxidos, excepto los del grupo I, y Sr(OH)2, Ba(OH)2, NH4OH, Ca(OH)2 que es poco soluble. c)Todos los sulfuros (S=), son insolubles, excepto los del grupo I, II y el (NH4)2S. SOLUBILIDAD MOLAR Y EL KPS:

AxBy (s) ======= xA+y (ac)+ yB-x(ac)
En un Litro de solución saturada , 1mol de AB origina X moles de ionesde A y Y molesde iones B 1molAxBy(s)== xmolA (ac) + ymol B (ac) El Kps estará dado por Kps = [A+y]x [B-x]y Al sustituir las concentraciones por la solubilidad molar (S), encontramos que:

Kps = [A+y]x [B-x]y
Kps= (xS)x (yS)y Donde la solubilidad S, del compuesto AB se expresa APLICACIONES DEL KPS: El kps nos permite: a)Calcular la solubilidad de un compuesto en agua y la concentración de sus iones en la solución saturada. b)Determinar si habrá o no precipitado en una solución siguiendo los criterios de precipitación completa. c) Calcular la concentración de ión necesario para iniciar la precipitación. d)Explicar la disminución de la solubilidad por el efecto del ión común. e) Explicar la precitación fraccionada o selectiva. CRITERIOS PARA UNA PRECIPITACIÓN COMPLETA: -Si el P.I > Kps: ocurre la precipitación -Si el P.I = Kps: la disolución esta saturada y no ocurre la precipitación (Equilibrio de saturación) Si el P.I < Kps : no puede ocurrir la precipitación, la disolución esta insaturada o el precipitado se disuelve. El Kps varia con la temperatura. La solubilidad de la mayoría de las sustancias aumenta con T asi que el Kps también. A>T>Kps Formula del ppdo. Expresión para el Kps En términos de las concentraciones de las especies En términos de las solubilidades (s) AB [A] [B] S2 A2B [A]2 [B] 4S3 AB2 [A] [B]2 4S3 A3B [A]3 [B] 27S4 AB3 [A] [B]3 27S4 A2B3 [A]2 [B]3 108S5 A3B2 [A]3 [B]2 108S5 ABC [A] [B][C] S3

Ejemplo2 a) AgCl ===Ag+ + Cl-
Kps=[Ag+] x[Cl-] =1.8E-10 (S) (S) Kps=(S)2 = S= 2 Kps S=1.3E-05

b) Ag2CrO4 ===2Ag+ + CrO4-2
Kps= [Ag+ ]2 x[CrO4-2] =1.1E-12

(2S)2 (S)
Kps= (4S2)(S)=4S3 = S = 3 Kps S=6.5E-05
4 El kps del AgCl > Ag2CrO4 , pero su solubilidad es mayor que la del AgCl. Para una sal de una misma estequiometría, cuanto más bajo sea el Kps, tanto más insoluble será la sal. pero esta comparación no es válida si los compuestos son de diferente tipo de estequiometría . EFECTO DE UN ION COMUN EN LOS EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD: Los iones en una solución saturada provienen de una única fuente: el soluto precipitado. Consideremos el equilibrio de saturación:

AxBy (s) ======= A+y (ac)+ B-x(ac)
← + B Supongamos que: añadimos mayor cantidad de +B-, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda(Inversa) a fin de disminuir la cantidad de este ión añadido consumiendo mayor cantidad de A+ (disminuye su concentración) y AUMENTA la concentración de AB, favoreciendo la no disociación y la posibilidad de su mayor precipitación. Al incrementar la concentración de alguno de los iones involucrados (A ó B) se aumenta el Producto Iónico y superando el valor del Kps de AB. Si el P.I > Kps: ocurre la precipitación. La Dilución , de las especies que originan el precipitado puede evitar la precipitación El número de veces (N) que disminuye la solubilidad con I.C ,con respecto al agua se calcula mediante. N= Sagua/S IC Todo precipitado podrá observarse a simple vista si P.I/Kps>103 EFECTO DE UN ION DIFERENTE(NO COMUN)EN LA SOLUBILIDAD(Efecto Salino)

La solubilidad de un compuesto poco soluble aumenta, en presencia de un electrolito fuerte como iones no comunes a un equilibrio de solubilidad. La adición de un ión no común aumenta la concentración iónica y la atracciones interiónicas aumentando la solubilidad del precipitado favoreciendo su disolución.
AxBy (s) ======= A+y (ac)+ B-x(ac) + X+Z- Supongamos que: añadimos un Ión No Común (Z-) el ión positivo A+ reaccionará con este disminuyendo su concentración) obligando a disociar mayor cantidad de compuesto AB, favoreciendo la reacción directa de disociación y la posibilidad de su menor precipitación. PRECIPITACIÓN FRACCIONADA. Es una técnica analítica en la que dos ó más iones, capaces de ser precipitados, son separados selectivamente por diferencias de solubilidad mediante la adición de un reactivo precipitante. Se puede lograr que un ión específico quede en solución mientras otro forme un compuesto insoluble con el precipitante , o viceversa. El ión que precipitará primero es aquel que necesite la menor cantidad de ión precipitante. Sea una solución que contiene dos iones (B-)(ac) y (C-) (ac)en igual concentración. Desde una bureta se deja caer lentamente un agente precipitante AP ( con el ión clave A+) y P- como ión espectador AP+ B- ----- AB(s) + P-(ac) AP+ C- ----- AC(s) + P-(ac) Se forman dos precipitados de igual estequiometría AB(s) y AC(s) AB(s)====A+ (ac) + B-(ac) KpsAB

AC(s)====A+ (ac) + C-(ac) KpsAC
El compuesto que precipitará primero, es aquel cuya solubilidad sea menor (Kps menor) Análogamente, el compuesto que precipita primero será aquel que necesite menor concentración de ión precipitante (A+) [A]1= KpsAB/[B-] ó [A]2=KpsAC/[C-] Si las concentraciones de los aniones (B-) y (C-) no difieren mucho, al añadir A , precipitará primero el compuesto más insoluble, pero no totalmente , sino que antes de llegar a la precipitación total de uno de los dos, puede empezar a precipitar el otro, simultáneamente. DISOLUCIÓN DE PRECIPITADOS Sí se disminuye la concentración de algunos de uno o todos los iones involucrados en un precipitado , hasta el punto que el P.I no supere el Kps del compuesto , se disolverá dicho precipitado, o si no se ha formado, se evitará su formación. Existen cuatro maneras de disminuir la concentración de iones: (pH y solubilidad)

a) POR FORMACIÓN DE UN ÁCIDO DEBIL:(Este efecto lo relacionamos con el efecto de iones no comunes a un equilibrio de solubilidad). A mayor fuerza de la base conjugada (>Kb) mayor capacidad de aceptación de H+ por parte del Anión (B-) , se forma HB(ácido débil) que aumenta la solubilidad del precipitado. Un aumento en la [H+] , disminuirá la [B-] se obliga a disociar mayor cantidad de compuesto AB, para restablecer el equilibrio favoreciendo la reacción directa de disociación y la posibilidad de su disolución. AxBy (s) ======= A+y (ac)+ B-x(ac) + H+

H+ (ac)+ B-x(ac) ------- HB
Los oxalatos, boratos, cromatos, etc.. se han de disolver en ácidos fuertes, y si el anión procede de un ácido muy débil , son incluso solubles en ácido acético. Excepción: Los sulfuros a pesar de proceder de un ácido débil H2S, solo se disuelven en agua regia(HNO3/HCl).

b) POR FORMACIÓN DE UNA BASE DEBIL: La disolución de hidróxidos insolubles (AxOH)en sales amónicas es un ejemplo. Sea NH4Cl , el catión NH4+ se combina con los OH- del precipitado y origina una base débil (NH3).

AxOH (s) ====== A+y (ac)+ OH-x(ac)
+ NH4+

NH4+ + OH- ------ NH3
Un aumento en la [NH4+], proveniente de una sal amónica , disminuirá la [OH-] y obliga a disociar mayor cantidad de compuesto AxOH, para restablecer el equilibrio favoreciendo la reacción directa de disociación y la posibilidad de su disolución.

c) POR FORMACIÓN DE UN COMPLEJO ESTABLE. Los complejos de coordinación son especies químicas lo bastante estables(Keq = Kest muy altas) como favorecer su formación antes que su disociación iónica. Por ej. el AgCl se disuelve en NH3 AgCl(s)+ 2NH3 ====[Ag(NH3)2]+ +Cl- La formación de este complejo amoniacal reduce la concentración de iones Ag+ en solución hasta valores menores y por tanto, el nuevo valor del P.I es mucho menor que el Kps original del AgCl obligando a disociarse más AgCl y por ende disolverse. para restablecer el equilibrio. La solubilidad de un compuesto poco soluble en un reactivo que forme un complejo, dependerá de la estabilidad (Kest) del complejo. A mayor Kest del complejo formado mayor solubilidad del compuesto .

d) POR UNA REACCION REDOX La adición de ciertos ácidos con propiedades oxidantes(HNO3) a ciertas sales poco solubles que contengan un ión que pueda reducirse y convertirse (A-2----A+1) en otra especie que desapareció al cambiar su estado de oxidación y no formar parte del precipitado inicial obliga a disolver más de él para recuperar esos iones perdidos. FRESUMEN DE INTERES: -Muy soluble significa que no precipita o se disuelven, la mayoría de sus iones estarían en disolución (ac) -Poco soluble o insoluble significa que precipita, la mayoría de sus iones están precipitados y poca cantidad en disolución (ac).en equilibrio con el solido - El Kps varia con la temperatura. La solubilidad de la mayoría de las sustancias aumenta con T así que ,el Kps también. A>T>Kps - La solubilidad varia con el Kps. Si el precipitado pertenece a una misma fórmula (AB, AB2,....etc) se cumple que: A >Kps>S de lo contrario se tendrá que determinar la solubilidad ( ver ejemplo2) - Sí se disminuye la concentración de algunos de uno o todos los iones involucrados en un precipitado , hasta el punto que el P.I no supere el Kps del compuesto , se disolverá dicho precipitado, o si no se ha formado se evitará su formación. -Cuanto más bajo sea el Kps, tanto más insoluble será la sal -La adición de reactivos con un ión común al equilibrio disminuye la solubilidad y favorece la precipitación. - La adición de un ión no-común (EFECTO SALINO) al equilibrio aumenta la solubilidad y favorece la disolución de precipitado. -En una precipitación selectiva el ión que precipitará primero es aquel que necesite la menor cantidad de ión precipitante. - A mayor fuerza de la base conjugada (>Kb) mayor capacidad de aceptación de H+ por parte del Anión (B-) , se forma HB(ácido débil) que aumenta la solubilidad del precipitado

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EJERCICIOS


Producto de solubilidad

1. El Kps del hidróxido de magnesio es 8.9x10-12 , calcular la solubilidad de este compuesto en . a) agua y b) en 0.5M de NaOH

R= a) 1.3x10-4 M
b) 3.6x10-9 M
2. Determinar la solubilidad de AgCl en una solución 0.1M de NaCl.
KpsAgCl = 1x10-10
R= 1.1x10-9
3. Una solución saturada de CaF2 contiene 0,00168 g de esa sal por 100 g de agua. Determine el Kps de la sal CaF2
R = 3.92x10-8
4. Calcular la concentración de ion calcio y ion fluoruro en una solucin concentrada de fluoruro de calcio (CaF2) . Kps CaF2 = 4x10-11

R = Fluor: 4.3x10-10 M, calcio:2.15x10-4 M

Cálculos de pH

1. Calcular el pH de una solución acuosa 0.001M en KOH. Kw = 1x10-14

R = pH 11

2. Calcular el pH de una solución 0.3M de ácido acético. Ka = 1.8x10-5
R = 2.63
3. Calcular el pH de una solución de ácido acético(Hac) 0.1M que tiene disuelto NaAc (acetato de sodio) 0.2M
R = 5.07
4. Calcular el pH de una solución 0.2M de NH3 (amoníaco). Kb = 1.8x10-5 a 25ºC

NH3 + H2O NH4+ + OH-
R = 11.28
Ejercicios de Kps

Introducción

El segundo ejercicio resuelto aquí, tiene la particularidad que el yoduro metálico, que inicialmente no se le sabe su fórmula, se disuelve completamente y se disocia 100 %; todo el yoduro metálico, lo que implica a su vez, que todo el I- sea liberado por su disolución y disociación en agua, reaccionando completamente con el AgNO3
de mol a mol ( o de molécula a molécula, si lo prefiere ); esto le cuesta entender a los alumnos.

Enunciados de los Ejercicios
1.- Se prepara una solución disolviendo 0,132 g de Ba(OH)2 x 8 H2O hasta completar 275 mL de solución. ¿Cuánto vale [OH-] de la solución? R : (3,04 x 10-3 mol L-1).

2.- En un experimento para determinar la fórmula de un yoduro metálico se disolvió 0,10 mol del yoduro en agua hasta completar 400 mL de solución; 40 mL de esta disolución reaccionaron con 100 mL de AgNO3 0,30 M. Determine la fórmula del yoduro MIx
R :(MI3)

3.- Una solución de KMnO4(ac) va a ser estandarizada por titulación con As2O3(s). Una
muestra de 0,1078 g de As2O3 necesita 22,15 mL de KMnO4(ac) para su titulación. ¿Cuál
es la molaridad de la solución de permanganato de potasio? R:(0,01968 M)
Reacción igualada
5 As2O3 + 4 MnO4
- + 9 H2O + 12 H + ® 10 H3AsO4 + 4 Mn2+

Desarrollo de las respuestas
Ejercicio 1.-
El Ba(OH)2x 8 H2O se disuelve y se disocia completamente de la manera siguiente:
Ba(OH)2 8 H2O Ba2+ + 2 OH- + 8 H2O
De acuerdo a esta reacción , la cantidad de moles de OH debe ser el doble que la del
Ba(OH)2 que se disuelven y que la de los iones Ba2+ que se forman..
Cada 1 mol de Ba(OH)2 8 H2O se producen dos moles de OH- , por lo que se debe
determinar el número de moles del hidróxido de bario hidratados que se disolvieron y
luego hacer la proporción sencilla:
muestra OH de moles
muestra OH Ba moles n
molesOH
OH Ba mol
- - = 2 2 ) ( º
2
) ( 1
.
Todas las especies que se generan al disolverse el Ba(OH)2 están en el mismo volumen,
por lo que al dividir el número de moles de cada especie por el volumen expresado en litro,
se obtiene las concentraciones molar respectivas, manteniendo la proporción que nos
entrega la ecuación de disociación que vimos,
No olvides que la concentración molar es. M = nº / V (L)
Pesos atómicos
Ba= 137,33 O = 16 H = 1
Datos entregados:
Volumen = 275 mL = 0.275 L
Masa de Hidróxido de Bario Hidratado = 0.132 gramos
Ciencia,,,Ahora, nº 22, año 11, septiembre 2008 - marzo 2009
93
Con los datos anteriores, se puede calcular el peso molecular del hidróxido y las
concentraciones de todas las especies
Peso molecular Ba( OH)2 8 H2O= P.A Ba + 2 PA H + 2 P.A O + 8 ( PM. H2O )
Peso molecular Ba( OH)2 8 H2O= P.A Ba + 2 PA H + 2 P.A O + 8 ( 18 )= 171,33 +144
= 315,33
nº moles Ba(OH)28H2O = g muestra / peso fórmula,
nº moles Ba(OH)28H2O = 0,132 g / 315,33(g/mol) = 4,18 .10-4 mol
M = nº moles / V(L) = 4,18.10-4 /0,275 = 1,52.10-3 mol *L-1
Este valor corresponde a la concentración molar de Ba(OH)2 hidratado que dará el doble
de concentración de OH-
[ OH] = 2 x 1.52.10-3 = 3.04.10-3 M

Ejercicio 2)
Para resolver este ejercicio hay que saber, además de los datos dados, que:
a) que el yoduro metálico es soluble en agua y se disocia completamente una vez
disuelto..
b) El catión Ag+ reacciona con el I- formando un sólido ; el Kps de este producto
es pequeño, lo que nos permite señalar que la reacción entre ambos iones, es
completa.
El yoduro metálico se simboliza por MIx
puesto que el E.O del I es -1, debiendo
determinarse x.
Datos:
0,1 mol de MIx (yoduro metálico )
V= 400 mL., solución de MIx inicial
V = 40 mLde yoduro metálico que reaccionan
VAgNO3 = 100 mL que reaccionan con el yoduro metálico MIx
[AgNO3]= 0,3 M
Desarrollo de la respuesta
Reacción de disociación
MIx Mx+ + x I-
Ciencia,,,Ahora, nº 22, año 11, septiembre 2008 - marzo 2009
94
Hay que investigar cuanto I- se libera por mol del yoduro metálico; esto está dado por la
reacción con el AgNO3
El ión Ag+ consume todo el I- que proviene del MIx
Ag+ + I- AgI (s)
Se observa que la reacción ocurre de mol a mol ( los moles que hayan de I reaccionarán
con la misma cantidad de moles de Ag+ )
El número de moles de Ag+ que reaccionan, es:
nº Ag+ = V(L). M = 0,1 L x 0,3 mol/L = 0,03 mol = nº mol de I.
Estos moles están en 40 mL, por lo tanto en 400 mL hay 0,3 moles de I-
Si te das cuenta, se había disuelto 0,1 mol de MIx y ellos dan origen a 0,3 moles de I
por lo que para un mol del yoduro metálico, se tiene:
MIx Mx+ + x I-
1 mol 1 mol 3 mol
Por lo tanto, la fórmula es MI3

Ejercicio 3 ) ( titulación de óxido- reducción)
Este ejercicio se puede resolver por el método del número de equivalentes, pero dada
la estequiometría de la reacción , resulta mucho más sencillo atacarlo empleando la
reacción igualada .
Datos:
Muestra de 0,1078 g de As2O3
V = 22,15 mL de KMnO4(ac) para su titulación.
Molaridad de la solución de permanganato de potasio? (0,01968 M)
Pesos atómicos (P.A)
As = 74,92 Mn = 54,94 O = 16
5 As2O3 + 4 MnO4
- + 9 H2O + 12 H + ® 10 H3AsO4 + 4 Mn2+
Previo a los cálculos
a) Con los pesos atómicos de los elementos participantes de la reacción se puede calcular,
entre otros, el peso molecular de As2O3 y su nº de moles.
Ciencia,,,Ahora, nº 22, año 11, septiembre 2008 - marzo 2009
95
b) De acuerdo a la ecuación, se determina el nº de moles de MnO4
- que
reaccionan que es igual a ( 4/5 )x nº As2O3
Cálculos
Peso molecularAs2O3 = 2 P.A As + 3 P.A O
= 2 x 74,92 + 3 x 16 = 197,84
Nº de moles de As2O3 = gramos / peso molecular
= 0,1078 g / (197,8 g.mol-1 )= 5,44 .10-4 mol
De acuerdo a la estequiometría (recuerde el punto b), el número de moles de MnO4
-,
corresponde a los 4/5 de los del As2O3
nº MnO4
- = 4/5 x (5,44 .10-4 )= 4,35 .10-4
El nº de moles de MnO4
- calculado está en 22,15 mL, por lo que la molaridad, es :
M = nº / V (L) = 4,35 .10-4 mol/0.02215 L = 0,0196 M
Nota: Efectuar este ejercicio con la igualdad de equivalente entre el As2O3 y el MnO4-
implica conocer los electrones cedidos y ganados por cada unidad de estas especies, lo que hace engorrosa su resolución.
Camila Curbelo
6. Reacciones de precipitación
Las reacciones de precipitación son aquellas en las que el producto es un sólido; se utilizan en los
métodos gravimétricos de análisis y en las titulaciones por precipitación.

• Métodos gravimétricos: se basan en las mediciones de masa, donde la sustancia a analizar se
convierte en un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para eliminar impurezas, se
convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto de composición conocida y
finalmente se pesa.

• Métodos por titulación: se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración
conocida que se consume por la sustancia a analizar, formando un precipitado. Es necesario añadir
un indicador colorido que indique el punto final de la reacción.

• Solubilidad: máxima cantidad de soluto que es posible disolver en un litro de agua. Cuando está
expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en g/L o mg/L es solubilidad
(S) .

Factores que afectan la solubilidad:
• La temperatura:
En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura; en los
gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

• La presión:
Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de líquidos y sólidos
pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry: la solubilidad de un gas en un
líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución.

• La adición de un ion común (efecto del ion común):
Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es común con uno de los
iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando como resultado la
disminución de la solubilidad. El ion común desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de
LeChatelier. Ejemplo:
Ag+ + Cl- AgCl
In 1M 2M
eq. x ≈ 1M sólido con rendimiento alto
donde x es prácticamente cero.

• Efecto salino

Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es común con uno de
los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando por resultado el
aumento de la solubilidad.
Un sólido siempre está en equilibrio con los iones que lo forman de acuerdo con:
AB A + B
H2O
28
El equilibrio se expresa mediante la constante Kps:
Kps = [A] [B] Kps = constante de producto de solubilidad

Ejercicios:


61.- Calcula la constante de producto de solubilidad para el Ag2CrO4 si experimentalmente se
encontró que la solubilidad de este compuesto es 27.9 mg/L.
Kps= 2.37 X 10 -12
s = 8.403*10-5 mol/L

62.- Calcula la solubilidad en g de Ba(IO3)2 por cada 500 ml de solución.
S = 0.178 g/500mL

63.-Calcula la solubilidad molar del AgCl.
S = 1.34 * 10-5 mol/L

64.- Calcula la solubilidad molar de una solución saturada de Pb3(PO4)2 cuyo Kps es 7.9 X 10 –43.
S = 1.48*10-9 mol/L

65.- Una muestra de 602.5 mg que contiene, entre otros compuestos, sales en formas de cloruros. La
muestra se disuelve en agua y los cloruros se precipitan con un exceso de AgNO3; el precipitado de
AgCl se filtró, lavó, secó y calcinó obteniéndose un peso de precipitado de 713.4 mg. Calcula el
porcentaje de cloruros en la muestra.
Cl- + H2O + AgNO3  Ag Cl
602mg=0.602g 713.4 mg=0.7134g
Cl- Ag Cl PM Cl= 35.5 g/mol
35.5 g 143.31 g
X ------- 0.7134 g PMAgCl = 143.31g/mol
X
= 0.1777g
% = 0.1777g / 0.6025 g x 100 = 29.33 %
R = 29.33%

66.- Se tienen 485.2 mg de un mineral que contiene Fe, se disuelve con ácido hasta que el Fe se
encuentra como Fe+3, posteriormente se precipita como Fe2O3. El precipitado se filtra, lava, seca y
calcina. El precipitado pesó 245.7 mg. Calcular el porcentaje de Fe de la mezcla.
R = 35.41 %

67.- Se analizó el fósforo contenido en una roca fosfórica para lo cual se pesó una muestra de 542.8
mg, la que se precipitó en forma de fosfato de amonio y magnesio MgNH4PO4. El precipitado se
lavó, secó y calcinó. La calcinación produjo pirofosfato de magnesio que pesó 223.4 mg. Calcula el
porcentaje de fósforo en la muestra y el porcentaje de P2O5 en caso de que el fósforo en la roca
estuviera como ese compuesto.
29
2P Mg2P2O7
Peso molecular del fósforo 31g/mol. Peso molecular del Mg2P2O7 222.6 g
62g - 222.6 g x= 6.5x10 -2
X - 0.2234g
% = 6.50 x 10 –2 g /0.5428 g x 100= 11.97 %
b)P2O5 -- Mg2 P2 O7 Peso molecular P2O5= 142 g/mol
142 g - 222.6g x = 0.1425 g
x ---- .2234 g
%= 0.1425g / 0.5428g x 100= 26.2%
% de P = 11.97 %
% de P2O5 = 26.2 %

68.- Se tiene una muestra de Fe+3 y Mg+2. Están en solución 0.1M cada uno. Se requiere separar el
Fe del Mg.
a) ¿A qué pH precipita el Fe?
b) ¿A qué pH precipita el Mg?
c) Describe detalladamente cómo realizarías la separación en el laboratorio.
a) pH = 2.34
b) pH = 9.03

69.- Una muestra de 623.8 mg contiene cloruros. La muestra se disolvió con ácido y los cloruros
precipitaron con Ag. El precipitado se filtra, lava, seca y calcina. El peso del precipitado fue 357.1
mg de AgCl.
a) Calcula el porcentaje de cloruros de la muestra.
b) Calcula el porcentaje expresado en NaCl
a) % de cloruros = 14.17 %
b) % de NaCl = 23.37 %

70.- En una muestra de 200 mL de agua natural se determinó el contenido de Ca mediante la
precipitación del catión como CaC2O4. El precipitado se lavó, secó y calcinó en un crisol que vacío
pesaba 26.6002 g. La masa del crisol más el óxido de calcio fue de 26.7134 g. Calcula la masa del
Ca por cada 100 ml de H2O.
Ca  CaC2O4 - Ca O
200 mL
Peso Molecular del calcio = 40g/mol. Peso molecular del CaO = 56.08g/mol.
Peso del precipitado = 26.7134 g – 26.6002 g = 0.1132 g
Ca -----CaO
40g ---- 56.08 g x = 0.0808g de CaO en 200 mL
X ------ 0.1132g
0.08080g ------ 200mL
X ------------- 100 mL
X = 0.040g
R = 0.0404 g de Ca
30

71.- Un mineral de hierro se analizó disolviendo 1.1324 g en HCl concentrado. La solución
resultante se diluyó con agua y el Fe+3 se precipitó como óxido hidratado al añadir NH3. Después de
la filtración y lavado, el residuo se calcinó a alta temperatura pesando 0.5394 g.
a) Calcule el % de Fe+3
b) Calcule el % expresado como Fe3O4.
a) % de Fe+3 = 33.3 %
b) % de Fe3O4 = 46.01%

72.-Una muestra de 0.2356 g que contiene sólo NaCl y BaCl2 produjo 0.4637 g de AgCl (seco)
cuando la muestra se trató con AgNO3. Calcula el porcentaje de cada cloruro en la muestra.
NaCl = 55 %
BaCl2 = 45 %


73.- Calcula la solubilidad en g/L del BaSO4. Compárala con la solubilidad del Ba(IO3)2. Indica cuál
es el más soluble.
S BaSO4 = 0.0023 g/L
S Ba(IO3)3 = 0.3566g/L

74.- A temperaturas elevadas el NaHCO3 se convierte cuantitativamente en Na2CO3.
2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O
Una muestra de 0.3592 g. De una tableta de NaHCO3 formaron un residuo que pesó 0.2103 g .
Calcula el porcentaje de pureza en la muestra
Pureza NaHCO3= 92.70%
Titulaciones por Precipitación
De la misma manera que es posible determinar la concentración de una sustancia desconocida por
neutralización, se puede hacer para una sustancia que precipita totalmente, como las precipitaciones
generalmente son reacciones lentas, con frecuencia se efectúan con titulaciones por retroceso. Estas
consisten en añadir a la solución problema un exceso de reactivo medido con exactitud, esperar a
que la precipitación se complete y titular con bureta el exceso con un titulante adecuado.
También existen en el comercio indicadores para determinar el final de la titulación o se puede
trazar la curva.
Como ejemplo tenemos el método de Volhard y el método de Mohr.
• Método de Volhard: Iones de plata se titulan con una solución patrón de tiocianato.
Ag+ + SCN- AgSCN(s)
El indicador es el Fe (III) que se vuelve roja con un ligero exceso de SCN-.
La titulación se debe realizar en un medio ácido para evitar que el Fe precipite.
• Método de Mohr: Se utiliza en determinaciones argentométricas (con Ag+) de iones Cl-, Br- y
CN-. El indicador es Cromato de Sodio (amarillo) que cambia a rojo (Ag2CrO4) en el punto de
equivalencia.
31
Ejercicios de titulaciones por precipitación

75.- Se titulan 50mL de NaCl 0.1 M con AgNO3 0.1 M. Calcula la concentración del ión cloruro.
Tabular los datos y trazar la curva de titulación de pCl en función de los mL añadidos del ion plata
mL agregados pCl
0 1
25 1.48
1gota antes (49.95) 4.3
Pto. de equivalencia 4.7
1 gota después (50.05) 6.44
75 12.24
Cl- + Ag+  AgCl (s)
Inic 50*0.1 .1 M
5 mmol 0
pCl= -log[Cl -] = 1
Agregando 25 mL
Cl- + Ag+ -- AgCl (s)
inicial 5 mmol 2.5 mmol
reacc 2.5 mmol 2.5mmol
eq 2.5mmol 0 solido
p Cl = - log [Cl-] =-log2.5mmol/75mL
pCl= 1.477
Agregando 49.95 mL
Cl- + Ag+ -- AgCl (s)
Inicial 5 mmol 4.995mmol
Reacc 4.995mmol 4.995mmol
Final .005 0
pCl= - log [.005/ 99.95]= 4.30049
Agregando 50 mL
Cl- + Ag+  AgCl (s)
Inicial 5mmol 5 mmol
Reacc 5 mmol 5 mmol
Eq 0 0
Kps = [Ag+] [Cl-] = 1.8*10-10
Kps= [Cl-]2
[Cl-] = √ 1.8*10-10 = 1.34*10-5 M
pCl = -log [Cl-]
pCl = 4.87
Agregando 75 mL
Cl- + Ag+  AgCl (s)
Inicial 5 mmol 7.5 mmol
Reacc 5 mmol 5
Final 0 2.5 mmol
Kps= [Ag+][Cl-]
Cl-=1.8*10-10/(2.5/125)=5.76*10-13 M
pCl=12.24
Titulacion de NaCl con AgNO3
0
1
2
3
4
5
6
7
8
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
mL (AgNO3)
pCl

76.- Se titulan 50 mL de un compuesto NaX 0.1 M con 50 mL de AgNO3 0.1 M . Calcule el valor
de la constante Kps para el AgX, de modo que la reacción sea completa cuando se hayan añadido
49.95 mL de titulante y el pX cambie en 2 unidades con la adición de dos gotas más de titulante.
Kps = 2.5*10-11

77.-Trazar la curva de titulación en el método de Volhard. Se titulan 50 mL de Ag+ 0.1 M con SCN-
0.1 M. Kps= 1*10-12

78.- Calcula el pCl en una solución de CaCl2 0.02 M.
pCl =1.4

79.-Calcula la solubilidad del hidróxido cúprico en mg por cada 100 mL.
S = 1.7121*10-3 mg/100mL

80.- Calcula la solubilidad en g/L del Ca(CO3) cuando se encuentra en una solución de Na2CO3 0.1
M. (efecto del Ion común)
Sin Na2CO3: s = 9.32*10 -3 g/L
Con Na2CO3: s = 8.7*10-6 g/L
mL agregados pAg.
0 1
25 1.47
50 6
75 10.31


LUCAS MENDIETA
Problemas EQUILIBRIO QUÍMICO

NOTA: Si es preciso ajustar las ecuaciones, utilizar números enteros.

1. En un recipiente de un litro se introducen 0,0200 moles de dióxido de azufre y 0,0100 moles de oxígeno. Cuando se alcanza el equilibrio a 900 K, se encuentran 0,0148 moles de trióxido de azufre. Calcular los moles de oxígeno y de dióxido de azufre en el equilibrio y la constante de equilibrio Kp.

2. Al poner 1,36 moles de H2 y 0,78 moles de CO en un recipiente de 1 litro a 160 oC se establece el equilibrio: CO + 2H2 CH3OH. La concentración de H2 en el equilibrio es 0,120 M.
Calcular : a) La concentración de CO y CH3OH en el equilibrio b) El valor de Kc.

3. Para el sistema PCl5 PCl3 + Cl2, Kc=0,56 a 300oC. En un recipiente de 5 L se encuentra una mezcla formada por 0,45 moles de Cl2, 0,90 moles de PCl3 y 0,12 moles de PCl5 a 300 oC. ¿En qué dirección tendrá lugar la reacción? Calcular las concentraciones de Cl2, PCl3 y PCl5 en el equilibrio.

4. El etano(g) se descompone en eteno(g) e hidrógeno(g) mediante una reacción de equilibrio con una Kp (627oC) de 7,38. a) Calcular el valor de Kc para la reacción anterior a 627oC. b) Si mezclamos 150 g de etano, 28 g de eteno y 2 g de hidrógeno en un recipiente de 10 litros a 627oC ¿Cuáles serán las concentraciones de cada una de las sustancias tras establecerse el equilibrio?

5. Una mezcla de 0,688 g de H2 y 35,156 g de Br2 se calienta a 700oC en un recipiente de 2 L. Estas sustancias reaccionan según: Br2(g) + H2(g) 2HBr(g). Una vez alcanzado el equilibrio el recipiente contiene 0,288 g de H2. ¿Cuántos g de HBr se habrán formado? ¿Cuáles son los valores de Kc y Kp para la reacción de disociación de HBr en Br2 e H2 a la temperatura dada?

6. La constante de equilibrio para la reacción N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) a 3000C es Kp=4,34·10-3. Se coloca NH3 puro en un matraz de 1,00L y se le deja llegar al equilibrio a esa temperatura. En la mezcla en equilibrio hay 0,753g de NH3 . a) ¿Cuáles son las masas de N2 y H2 en la mezcla en equilibrio? b) ¿Cuál era la masa inicial de NH3 colocada en el matraz? c) ¿Cuál es la presión total en el recipiente en el equilibrio? d) Si Kp=1,45·10-5 a 5000C, ¿cuál será el valor de la entalpía de la reacción?

7. Si en un matraz de 2,00 L se calienta cierta cantidad de bicarbonato sódico a 110oC, la presión en el equilibrio es de 1,25 atm. Calcular el valor de Kp y el peso de bicarbonato sódico descompuesto. El bicarbonato sódico (sólido) se descompone originando carbonato sódico (sólido), dióxido de carbono (gas) y agua en estado de vapor.

8. Para el equilibrio H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) , a 2000 K, Kc=5. H(2000K)= -5 Kcal. a) ¿Cuál será la composición del equilibrio final si se introducen simultáneamente 1,00 mol de H2, 2,00 moles de CO2, 1,00 mol de H2O y 1,00 mol de CO en un recipiente de 5,00 litros a 2000 K? b) ¿En qué sentido se desplazará el equilibrio si: 1.- Se aumenta P 2.- Se disminuye T 3.- Se añaden 0,5 moles de CO?

9. Para la reacción: Tetraóxido de dinitrógeno dióxido de nitrógeno, a 100 oC Kc=0,212. Si en un recipiente de 1 litro introducimos 0,10 moles de tetraóxido de dinitrógeno y 0,12 moles de dióxido de nitrógeno a 100 oC: a) ¿En qué sentido tendrá lugar la reacción? b) ¿Cuáles serán las concentraciones de cada compuesto tras alcanzarse el equilibrio? c) ¿Cuál es el valor de Kp a 100 oC para esta reacción?

10. La constante de equilibrio, a 745 K, de la reacción H2(g) + I2(g) 2HI(g) es Kc=50. a) ¿Qué cantidad de HI se encontrará tras alcanzarse el equilibrio si inicialmente introducimos 1,00 mol de I2 y 3,00 moles de H2 en un recipiente de 10 L a esa Temperatura? b) Una vez que se ha alcanzado el equilibrio en a) añadimos 3 moles más de H2 ¿Cuál será la concentración de HI en el nuevo equilibrio?

 El aminoácido glutamina es una fuente de nitrógeno en la biosíntesis de muchos compuestos (aminoácidos, aminoazúcares, …). La glutamina se forma por condensación del glutamato con amoniaco: Glutamato + amoniaco glutamina + agua G0'= +14 kJ/mol.
Si la concentración fisiológica de amoniaco es 1,0·10-2M, ¿cuál será el cociente glutamato/glutamina necesario para que la reacción proceda espontáneamente a 250C?. Suponer que la concentración de agua es 1. G0' es la variación de energía libre en condiciones bioquímicas estándar (pH=7).

12. Calcular las Kps de las siguientes sales (se dan los valores de s en g/L): a) Cromato de plata (2,80.10-2) c) Sulfuro de cobre(II) (2,30.10-16) c) Yoduro de plomo(II) (5,60.10-1) d) Fosfato de calcio (8.10-4)

13. Calcular las solubilidades (en mol/L) de las siguientes sales (se dan los valores de Kps a 25oC) :
a) Carbonato de hierro(II) (2,11.10-11) b) Fluoruro de calcio (2,70.10-11)

14. Se añaden 10,0 g de carbonato de plata a 250 mL de agua. Una vez establecido el equilibrio ¿cuántos gramos de carbonato de plata se encontrarán disueltos? Kps=8,00·10-12.

15. Para disolver 6,00·10-2g de sulfato de plomo (II) se necesitan 2 L de agua, hallar su Kps .

16. ¿Aparecerá precipitado al añadir 1,34 mg de oxalato de sodio sobre 100 mL de cloruro de calcio 1,00 mM? Kps(CaC2O4)=2,30·10-9

17. Una disolución contiene 1,00·10-2 M de Ag+ y 2,00·10-2 M de Pb2+. Cuando se agrega suficiente ácido clorhídrico a esta disolución precipitan tanto cloruro de plata (Ks= 1,80·10-10) como cloruro de plomo (II) (Ks= 1,60·10-5). ¿Qué concentración de ión cloruro es necesaria para que se inicie la precipitación de cada una de las sales? ¿Cuál de ellas precipitará primero?

18. Calcular la solubilidad del cromato de plata (Kps=2,50.10-12) en: a) Agua pura b) Disolución de nitrato de plata 0,200 M c) Disolución de cromato potásico 0,200 M.

19. ¿Se formará precipitado al mezclar 100 mL de disolución 2.10-3 M de nitrato de plomo(II) con 100 mL de disolución 2.10-3 M de yoduro de sodio?. Justificar la respuesta. Kps (yoduro de plomo) = 8,3.10-9.

20. Para evitar las caries en los dientes se recomienda fluorar las aguas urbanas con una concentración de ión fluoruro 0,05 mM. En la zona del Levante español es común que el agua contenga una concentración de ión calcio 2 mM. ¿Es posible en esta zona fluorar el agua hasta el valor recomendado sin que precipite fluoruro de calcio? Ks(fluoruro de calcio)= 4.10-11.

21. Una disolución contiene, inicialmente, cloruro de calcio 0,100 M y sulfato de potasio 0,750 M. ¿qué porcentaje del calcio queda sin precipitar una vez alcanzado el equilibrio? Para el sulfato de calcio Ks= 9,10·10-6.

22. Calcular el porcentaje de bario que precipita cuando a 100 mL de disolución 0,025 M de cloruro de bario se le añaden 0,420 g de fluoruro de sodio. Suponer que no hay cambio de volumen. Ks del fluoruro de bario= 1,00·10-6.

23. Calcular Kf del ión complejo [Cu(CN)4]3- si en una disolución que es 0,800 M en ión cianuro y 0,0500 M en ión complejo la concentración de Cu+ libre es 6,10·10-32 M.

24. A 1,00 L de disolución de amoniaco 1,00 M se le añaden 0,100 moles de nitrato de plata. ¿Cuál será la concentración final de ión plata libre en la disolución una vez alcanzado el equilibrio? Suponer que no hay cambio de volumen. Kf del ión complejo [Ag(NH3)2]+ = 1,60·107.

25. Si a la disolución anterior se le añaden posteriormente 0,010 moles de NaCl ¿precipitará cloruro de plata? Ks del cloruro de plata = 1,80·10-10.

SOLUCIONES DE LOS EJERCICIOS DEL TEMA 4. Curso 2004/05
1) n(O2) = 2,6·10-3 n(SO2) = 5,2·10-3 Kp = 42,2
2) [CO]=0,16 M; [CH3OH]=0,62 M b) 269
3) [Cl2] = 0,087 M; [PCl3] = 0,177 M; [PCl5] = 0,027 M
4) a) Kc=0,100 b) [C2H6] = 0,40 M [C2H4] = [H2] = 0,20 M
5) 32,36 g Kc = Kp =0,018
6) a) 1,47 g de N2 y 0,315 g de H2 b) 2,54 g c) 11,9 atm d) -105 kJ
7) Kp = 0,391; 6,69 g de bicarbonato de sodio
8) a) 0,38 mol de H2; 1,38 mol de CO2; 1,62 mol de H2O; 1,62 mol de CO
b) no afecta, !, !.
9) a) !. b) [N2O4] = 0,091 M; [NO2] = 0,14 M. c) 6,48
10) a) 1,92 moles b) 0,197 M
11) 2,8·104
12) a) 2,4.10-12; b) 5,76.10-36; c) 7,08.10-9; d) 1,23.10-26
13) a) 4,59.10-6 M; b) 1,89.10-4 M
14) 8,69.10-3 g
15) 9,8.10-9
16) Sí
17) 1,8·10-8 M para AgCl y 2,83·10-2 M para PbCl2. Primero ! AgCl.
18) a) 8,55.10-5 b) 6,25.10-11 c) 1,77.10-6
19) No
20) Sí, es posible.
21) 0,0140 %
22) 98,4%
23) 2,00·1030
24) 9,76·10-9 M
25) NO (9,76·10-11 < Ks )

Narciso Betancor

EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD

Equilibrio de solubilidad
Objetivo: Calcular el producto de solubilidad de una sal, conociendo su
solubilidad y viceversa
La solubilidad es un fenómeno muy importante. Consideremos los
siguientes ejemplos:
- El azúcar o la sal se disuelven en agua para dar sabor a las comidas
- El sulfato de calcio es menos soluble en agua caliente que en agua fría,
por lo tanto se usa en recubrimientos para tuberías de calentadores.
- Los alimentos que quedan entre los dientes forman ácidos que
disuelven el esmalte dental que contiene Hidroxiapatita,
Ca10(PO4)6(OH)2, con el fluor de la pasta dental, se forma Ca5(PO4)3F y
Ca2F, los que son menos solubles en los ácidos.
Consideraremos el equilibrio de disoluciones de sólidos para formar
soluciones acuosas.
Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, disocia 100% en aniones y
cationes, por ejemplo la fluorita :
Al principio no hay iones disueltos, pero a medida que aumenta la
disociación, la concentración de cada ion aumenta y hay mayor
probabilidad de que choquen y vuelvan a formar el compuesto original:
así se alcanza el equilibrio: en ese momento , ya no se disuelve más sólido
y se dice que la solución está saturada. La expresión para el equilibrio de
esta reaccion es:donde las concentraciones son en
mol/L, la K se denomina producto de solubilidad.
Esta constante no incluye el sólido puro, ya que este no influye en la
cantidad de iones disociados, pues el exceso de sólido se precipita.
) ( 2 ) ( 2 ) (
) ( 2
2 ac F ac Ca CaF l O H
s
- + + ¾ ¾ ® ¾
) ( ) ( 2 ) ( 2
2 s CaF ac F ac Ca ® + - +
) ( 2 ) ( 2
2 ac F Ca s CaF - + + ¾® ¬
[ ] [ ]2 2 - + = F Ca Kps
Ejemplos:
Escriba la ecuación balanceada que describe la disolución de los
siguientes sólidos en agua, escriba también el producto de solubilidad
Kps, para los siguientes compuestos:
Solucion:
Ejercicios: haga lo mismo para : BaSO4(s), Ag3PO4(s), Fe(OH)3(s).
Calculo del producto de solubilidad:
El bromuro de cobre (I), CuBr, tiene un producto de solubilidad de
2.0x10-4 moles por litro a 25°c. Es decir, cuando se coloca exceso de
CuBr(s) en un litro de agua, es posible determinar que se disuelven
2.0x10-4 moles del sólido para producir una solución saturada. Calcule el
valor de Kps del sólido.
Solucion:
Cuando el CuBr entra en contacto con el agua, este se disuelve para
formar iones Cu+ y Br-:
por lo tanto es posible calcular el valor de Kps, si se conocen las
concentraciones de los iones en equilibrio. Se sabe que la solubilidad de
CuBr es de 2.0x10-4 moles /L, esto significa que para alcanzar el equilibrio
se disuelven 2.0x10-4 moles de CuBr sólido.
) (
) (
) (
3 2
4 2
2
s S Bi
s CrO Ag
s PbCl
[ ][ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]3 2 2 3 2 3
3 2
2
4
2 2
4 4 2
2 2 2
2
); ( 3 ) ( 2 ) (
); ( ) ( 2 ) (
); ( 2 ) ( ) (
- + - +
- + - +
- + - +
= + ¾® ¬
= + ¾® ¬
= + ¾® ¬
S Bi K ac S ac Bi s S Bi
CrO Ag K ac CrO ac Ag s CrO Ag
Cl Pb K ac Cl ac Pb s PbCl
ps
ps
ps
[ ][ ] - +
- +
=
+ ¾® ¬
Br Cu Kps
donde
ac Br ac Cu s CuBr ) ( ) ( ) (
Así pues, en equilibrio las concentraciones respectivas dada la
estequiometría de la reacción son:
2.0x10-4 CuBr producen 2.0x10-4 Cu+ y 2.0x10-4 Br-
[Cu+]= 2.0x10-4
[Br-]= 2.0x10-4
por lo tanto: Kps=[Cu+][Br-]=(2.0x10-4)( 2.0x10-4)=4.0x10-8
(se omiten las unidades de Kps)
Ejercicio: Calcular el valor de Kps para el sulfato de bario BaSO4, que
tiene una solubilidad de 3.9x10-5 M a 25°C.
Se ha visto que la solubilidad sirve para calcular el Kps de un sólido, pues
también es posible hacer el proceso contrario.
Ejemplo:
El valor de Kps para el sólido AgI(s) es 1.5x10-16 a 25°C, calcular la
solubilidad de AgI en agua a 25°C.
Solucion:
El AgI se disuelve segun la ecuación:
como no conocemos la solubilidad del sólido, se supone que se disuelven x
moles de sólido así la estequiometria de la reacción queda:
en el equilibrio : [Ag+]=x y [I-]=x
así pues: Kps=1.05x10-16=[Ag+][I-]=(x)(x)=x2
x=Ö (1.5x10-16)=1.2x10-8 moles /L
La solubilidad del AgI es 1.2x10-8 moles /L.
[ ][ ] - + -
- +
= =
+ ¾® ¬
I Ag x Kps
ac I ac Ag s AgI
6 10 5 . 1 : es equilibrio de expresion cuya
) ( ) ( ) (
- + + ¾® ¾ xI xAg s xAgI ) (
Ejercicio: el Kps del cromato de plomo(III) PbCrO4 es 2.0x10-16 a 25°C,
Calcule su solubilidad a 25°C
EFECTO D E LA HIDRÓLISIS SOBRE EN LA SOLUBILIDAD
La hidrólisis reduce la concentración de los aniones de ácidos débiles, de
modo que su efecto se debe tener en cuenta en el calculo de la solubilidad.
El efecto del ión común en la solubilidad
La solubilidad de un compuesto es menor en una disolución que tiene un
ión común del compuesto que en agua pura.
El coeficiente de reacción en las reacciones de precipitación
El coeficiente de reacción Qps o producto de las concentraciones molares
ayuda a conocer las concentraciones máximas de los iones que pueden
coexistir en la disolución y define si se precipitará la disolución.
Si Qps < Kps No exite precipitación y se puede disolver el sólido
Si Qps = Kps La solución esta saturada no hay reacciones favorecidas
Si Qps > Kps Existe precipitación
La precipitación fraccionada
Cuando existen aniones con propiedades similares al tener un ion común
se precintarán de acuerdo a sus constantes del producto de solubilidad
Por ejemplo:
Compuesto Kps
AgCl 1,8 x 10 -10
AgBr 3,3 x 10 –13
Ag I 1,5 x 10 –16
El Ag I es el menos soluble por lo tanto precipita primero por que le ión I–
es mas grande y mas polarizable que los iones de bromuro y cloruro.
Entonces estos tres especies al recibir iones de plata precipitaran
fraccionadamente de acuerdo a su Kps.
http://www.escuelademarketing.com/profesorjano/ejercicios/equilaq.pdf

examen de quimica.....