clases_de_kps

5/7/2018 clases_de_kps - slidepdf.com

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" III. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EN SOLUCIÓN ACUOSA

Para hacer predicciones cuantitativas en compuestos pocosolubles en H2O se debe partir del equilibrio químico y de su

Producto de solubilidad.

El producto de solubilidad ³Kps´

Por ejemplo: consideremos el AgCl:

H2O

AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl-(ac)

K = [Ag+][Cl-] / [AgCl]

[AgCl ] = constante.

K ps = [Ag+

][Cl-

] en C.S.: 25ºC y 1atm.



Otros ejemplos de sales poco soluble (Kps < 1):

CaF 2(s)' Ca2+

(ac) + 2F -

(ac) Kps = [Ca2+

][F -

] 2

Ag 2CrO4(s) ' 2Ag +(ac) + CrO42- Kps = [Ag + ] 2 [CrO4

2- ]

Ca3(PO4 )2(s)' 3Ca2+(ac) + 2PO43- Kps = [Ca2+ ] 3 [PO4

3- ] 2

Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico ³Q´

Por ejemplo; consideremos el AgCl:

Q = [Ag+]o[Cl-]o

Donde:

[Ag+]o y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio



Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)

Q = Kps Disolución saturada ³equilibrio´ (No precipita)

Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)

Para las sales poco solubles se pueden dar las tres siguientessituaciones:

� La solubilidad Molar ³S´: Son los moles de soluto disuelto por

litro de solución: mol/L.

�La S se puede utilizar para determinar el Kps y

viceversa.



Resp: PM = 107,9+35,45=143,35 g/mol

S = 1,92x10-3 /143,35 = 1,34x10-5 mol/L (molar)

Ejercicio 1. Si la solubilidad del AgCl es 1,92x10-3 g/L. Calcule el

Kps de este compuesto. Datos, P.A: Ag = 107,9 y Cl = 35,45 u.m.a.

AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl-(ac)

S S

K ps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2

K ps = 1,8x10-10



Ca3(PO4 )2(s) ' 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac);

Equilibrio: 3S 2S

� Ejercicio 2. El K ps del Ca3(PO4)2 es 2,1x10-26. Calcule la

solubilidad molar (S) de la sal.

K ps = [Ca2+]3 [PO43-]2

K ps = [3S]3[2S]2

2,1x10-26 =108S5

S = 5�(1,94x10-28)

S = = 2,87x10-6

M



�Ejercicio3 Se dispone de una solución que contiene iones:Cl-, Br- y CrO4

2- en una concentración de 0,01 M y se agrega

lentamente sobre esta solución AgNO3, considerando que no

hay cambio de volumen:

" 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 (como se verá más adelante).

a) Que anión precitita primero.

b) cual es la concentración del primer anión cuando comienza a

precipitar el segundo.

c) que % de los dos primeros aniones ha precipitado cuando

comienza a precipitar el tercer anión.



b) [Br-] = K psAgBr /1,8x10-8 = 4,3x10-5 M

Datos: Kps AgCl =1,8x10-10 , Kps AgBr =7,7x10-13 , Kps Ag2CrO4=1,2x10-12

Resp:a) Cl-; [Ag+] = K psAgCl /0,01 = 1,8x10-10/0,01 = 1,8x10-8 M ( pp. 2º)

Br-; [Ag+] = K psAgBr /0,01 = 7,7x10-13/0,01 = 7,7x10-11M ( pp. 1º)CrO4

2-; [Ag+] = �(K psAg2CrO4 /0,01) = 1,1x10-5 M ( pp. 3º)

Por lo tanto; Precipita primero Br-

c) [Br-] = KpsAgBr /1,1x10-5 = 7x10-8 M

(0,01-7x10-8 )/(0,01)x100 = 99,9993 % pp. de Br-

[Cl-] = KpsAgCl /1,1x10-5 = 1,6x10-5 M;

(0,01-1,6x10-5)/(0,01)x100 = 99,84 % pp. de Cl-



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 > K ps. Para reestablecer elequilibrio, precipitará una parte de AgCl, hasta que Q = K ps.

EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA SOLUBILIDAD

Como se sabeK ps es una constante de equilibrio y la precipitaciónse cumple siempre que el producto ionico 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.



R esp a) Equilibrio: AgCl(s) ' Ag+(ac) + Cl-(ac)

S +10-3

S Kps = [S][S+10-3 ] } [S][10-3 ] (C/Kps << 400)

S=1,8X10-7 M

Ejercicio 4. Calcule la solubilidad de AgCl en:

a) una solución 10-3 M de AgNO3

b) en agua pura(dato: K psAgCl= 1,8x10-10)

b) Kps = [S][S]= S 2 S = � Kps=� 1,8X10-10 = 1,34X10-5 M

1,34x10-5/1,8x10-7 = 74

Por lo tanto: AgCl es 74 veces más soluble en agua pura que en una

solución 10

-3

M de AgNO3 .



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

S 2S

K ps = [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.

" IV. 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.

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.



Ej 5.2 cuanto disminúye la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 10

Resp. pH = 10 pOH = 14-10 = 4, [OH-] = 10-4 M Kps = [Fe2+ ][OH - ]2 = [S][10-4 ]2 = 1,6x10-14

S = 1,6X10-6 M

1,6X10-6 / 1,6X10-5 = 1/10 veces.

Disminuye 10 veces.

Ej 5.1 cuanto aumenta la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 9

R esp pH = 9

pOH = 14-9 = 5, [OH

-

] = 10-5

M

K ps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-5]2 = 1,6x10-14

S = 1,6X10-4 M

Aumenta: 1,6X10-4 / 1,6X10-5 = 10 veces.



fin

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