Sales Poco Solubles, Kps

Importancia de los equilibrios de precipitación

Equilibrios de precipitación o solubilidad

p.ej.: AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Tratamiento de la fluoración a las aguas destinadas al consumo humano para predecir una posible precipitación de las sales del fluoruro de calcio.

Tratamiento de las aguas duras para una gran cantidad de procesos industriales, resultan aplicaciones muy útiles del equilibrio heterogéneo, ya que se previene el fenómeno de la incrustación de sales poco solubles en las tuberías, o en equipos industriales como calderas, etc.

APLICACIONES INDUSTRIALES

Aplicación: Formación de caries

Esmalte dental: hidroxiapatita

Ca10(PO4)6(OH)2 (s) Ca2+ (aq) + 6 PO43- (aq) + 2 OH- (aq)

Si añado F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s) que resistemejor el ataque de los ácidos.

Otros fenómenos:* Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos* CO2 de la respiración: deterioro de estalactitas y estalagmitas

OBJETIVOS

Analizar los equilibrios heterogéneos y su relación con la solubilidad y la constante del producto de solubilidad, Kps; para predecir si se formará o no un precipitado

CONTENIDOCONTENIDO

1. Conceptos básicos

2. Producto de Solubilidad, Kps

3. Factores que afectan la solubilidad

4. Separación de iones por Precipitación Fraccionada

CONCEPTOS BÁSICOS.CONCEPTOS BÁSICOS.11

vdisoluc = vcristaliz Equilibrio

Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima cantidadde soluto que puede disolverse en una determinada cantidad dedisolvente a una temperatura dada.

Solubilidad de un soluto en un disolvente dado: Cantidad desoluto necesaria que se disuelve para formar una disoluciónsaturada en una cantidad dada de disolvente.

Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en unacantidad fija de disolvente.

[p.ej. NaCl en agua a 0ºC s = 35.7 g por 100 mL agua]

Si disolvemos menos cantidad

disolución no saturadas

gramos soluto / 100 mL disolventegramos soluto / L disoluciónmoles soluto / L disolución (Molar)

Sólidosiónicos

cristalinos

• Solubles (s 210-2 M)• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 210-2 M)• Insolubles (s 10-5 M)

PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)

• Dinámico• Heterogéneo• Reacción directa: disolución• Reacción inversa: precipitación

[ Equilibrios de solubilidad]

[ Equilibrios de precipitación]

Reacciones de precipitación: Aquéllas quedan como resultado la formación de unproducto insoluble.

Precipitado: Sólido insoluble que se formapor una reacción en disolución.

Producto de solubilidad, Kps• La constante del producto

de solubilidad Kps, es la constante de equilibrio entre un sólido iónico y su disolución saturada

• El Kps tiene un solo valor para un soluto dado a una temperatura específica y es un número sin unidades.

• La magnitud del Kps es una medida de qué cantidad del sólido se disuelve para formar una disolución saturada

• La solubilidad de una sustancia es la cantidad de soluto que se disuelve para formar una disolución saturada

• La solubilidad cambia conforme cambia las concentraciones de otros solutos, el pH, las concentraciones de los iones, etc

22

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) KPS = [Ag+][Cl-]

[Concentraciones en el equilibrio]

Producto desolubilidad

Bi2S3 (s) Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)

KPS = [Bi3+]2 [S2-]3

Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

[ ]o [ ]eq s s

KPS = [Ag+][Cl-] = s2

PSKs

KPS = (2s)2 (3s)3 5 PS

108

Ks

Si KPS s

Concentración en el equilibrio (M)

Compuesto Expresión del Kps Catión Anión Relación entre Kps y S

AgCl [Ag+] [Cl-] S S Kps = S2 S = Kps½

BaSO4 [Ba2+] [SO42-] S S Kps = S2 S = Kps½

Ag2CO3 [Ag+] [CO32-] 2S S Kps = 4S3 S = Kps 1/3

4

PbF2 [Pb2+] [F-]2 S 2S Kps = 4S3 S = Kps 1/3

4

Al(OH)3 [Al3+] [OH-]3 S 3S Kps = 27S4 S = Kps 1/4

27

Ca3(PO4)3 [Ca2+]3 [PO43-]2 3S 2S Kps = 108S5 S = Kps 1/5

108

FACTORES QUE AFECTAN A LAFACTORES QUE AFECTAN A LASOLUBILIDAD.SOLUBILIDAD.33

3.1. Efecto de la temperatura.3.1. Efecto de la temperatura.

Afecta al KPS, dado que es una constante de equilibrio.

¿Cómo? Ecuación de van´t Hoff

• Si Hºdis > 0 (endotérmica) T KPS s

• Si Hºdis < 0 (exotérmica) T KPS s

AB (s) A+ (aq) + B- (aq) Hºdis = ?

3.2. Efecto del ión común.3.2. Efecto del ión común.La solubilidad de una sal ligeramente soluble (o poco soluble) disminuyecon la presencia de un segundo soluto que proporciona un ión común.

PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) K+ (aq) + I- (aq)

Ión común

s (PbI2 en agua) = 1.210-3 Ms (PbI2 en una disolución 0.1 M de KI) = 7.110-7 M

EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA SOLUBILIDAD

Como se sabe Kps es una constante de equilibrio y la precipitación se cumple siempre que el producto ionico Q > Kps.

Por ejemplo, suponiendo que se agrega AgNO3 a una disolución saturada de AgCl, aquí el ion común de las sales es Ag+. El incremento de [Ag+] producirá que Q > Kps. Para reestablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, hasta que Q = Kps.

Como conclusión el efecto del ion común es una disminución de la solubilidad de la sal (AgCl) respecto a la que tiene en agua pura.

3.3. Efecto del pH.3.3. Efecto del pH.

Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Si el pH se hace más ácido menor [OH-] el equilibrio se desplaza a la derecha mayor solubilidad.

Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente carácter básico.

CaF2 (s) Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)

F- (aq) + H2O (l) HF (aq) + OH- (aq)

La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumentaconforme el pH disminuye.

EL EFECTO DEL pH SOBRE LA SOLUBILIDADLa solubilidad de muchas sustancias también depende del pH de la disolución. Sustancia tales como bases y ácidos pocos solubles se pueden disolver más en medios ácidos y básicos respectivamente.

Ej 5. Fe(OH)2(s) Fe2+ + 2OH- Kps = 1,6x10-14

S 2SKps = [Fe2+][OH-]2 = [S][2S]2 = 1,6x10-14

S= 1,6x10-5 M[OH-]=2S= 2x1,6x10-5 M= 3,2X10-5 M

pOH = 4,5 pH = 14-4,5 = 9,5 pH = 9,5.

Por lo tanto, en un medio que tenga un pH < 9,5 la solubilidad del Fe(OH)2 debe aumentar, ya que aumenta [H+] y disminuye [OH-] (Kw=[H][OH] = 10-14). En consecuencia la [Fe2+] aumenta. Por la misma razón al aumentar el pH de la solución la solubilidad del Fe(OH)2 debe disminuir.

3.4. Formación de iones complejos.3.4. Formación de iones complejos.

Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis.La unión de un ión metálico con una (o más) bases de Lewis seconoce como ión complejo.

Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) Ag(NH3)2+ (aq)

Ión complejo

p.ej.: La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobrela solubilidad del AgCl, que aumenta mucho.

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Precipitado AgCl (s)

Disolución saturada: Ag+(aq) y Cl- (aq)Disolución

Ag(NH3)2+ (aq) y Cl- (aq)

Reacciones de Precipitación

Se presentan cuando reaccionan compuestos iónicos en solución y se forma un producto insoluble (precipitado)

Comp. Iónicos solubles:• Grupo 1A y del NH4

+

• Nitratos, acetatos y percloratos• Cloruros, bromuros y yoduros excepto Ag+, Pb2+, Cu+, Hg2

2+

• Sulfatos, excepto de Ca2+, Sr2+,Ba2+,Pb2+

Comp. Iónicos Insolubles• Los hidróxidos excepto los del grupo 1A y 2A• Carbonatos y fosfatos excepto del grupo 1A• Sulfuros excepto del grupo 1A, 2A y el NH4

+

¿Cómo saber si se formará precipitado?

Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)Q = Kps Disolución saturada “equilibrio” (No precipita)Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)

4. SEPARACIÓN DE IONES POR PRECIPITACIÓN

FRACCIONADA

Las soluciones salinas en ocasiones es conveniente separarlas en sus iones constituyentes. Se puede realizar esta separación mediante la utilización de un reactivo especifico ó por ajuste del pH de la solución.