EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD E IONES COMPLEJOSabuljan/531108/Unidad-5-completa.pdf · 2019. 12....

Dr. Antonio Buljan Unidad 5 531.108

1

Universidad de Concepción

Facultad de Ciencias Químicas

Química General II

Bioquímica

Unidad V

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

E IONES COMPLEJOS


2

5.1. Equilibrios de solubilidad.

� Unidad 4-531.107: reglas cualitativas que predicen

reaccs. de pptación.

� Unidad 5-531.108: aspectos cuantitativos en

reaccs. de pptación.

El producto de solubilidad (Kps)

� Disol. saturada de CuI(ac) + CuI(s).

CuI(s) Cu+(ac) + I–(ac)

Keq = [Cu+][I–] = Kps = 5.1 ×××× 10–12

Kps = cte. del producto de solubilidad.

Cu+(ac)

CuI(s)

I–(ac)


3

� Otros ejems. de Kps:

Al(OH)3 : Al(OH)3(s) Al3+(ac) + 3 OH–(ac)

Kps = [Al3+][OH–]3 = 1.8 ××××10–33

Ca3(PO4)2 : Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(ac) + 2PO43–(ac)

Kps = [Ca2+]3[PO43–]2 = 1.2 ××××10–26

Hg2Cl2 : Hg2Cl2(s) Hg22+(ac) + 2Cl–(ac)

Kps = [Hg22+][Cl–]2 = 3.5 ××××10–18

CnAm : CnAm(s) n Cm+(ac) + m An–(ac)

Kps = [Cm+]n[An–]m


4

Solubilidad en molL–1 y solubilidad.

•••• Solubilidad en molL–1: nro. de moles de soluto en 1 L de

disolución saturada a una cierta T.

•••• Solubilidad en g/L: g. de soluto en 1 L de disolución

saturada a una cierta T (gL–1).


5

1.- Si la solubilidad del hidróxido de hierro (II) en agua a 25°C

es 7.7 × 10−6 mol/L. Calcule el Kps de esta especie.

2.- ¿Cuál será la solubilidad en mol/L y en g/L del fosfato de

plata en agua?

Dato: Kps = 1.8 × 10−18.

3.- Determine el pH de una disolución saturada de hidróxido de

magnesio.

Dato: Kps = 6.3 × 10−10.


6

Predicción de reacciones de precipitación.

�Ej.: Se mezcla una disol. de Ca2+(ac) con otra de F–(ac)

(que podría dar CaF2(s)).

Así; Qps = [Ca2+]0[F–]0

2

• Si Qps < Kps ⇒ disol. insat., no hay reacc. de pptación.

• Si Qps = Kps ⇒ disol. sat., no hay reacc. de pptación

(está a punto de ocurrir)

• Si Qps > Kps ⇒ disol. sobresat. CaF2(s) ppta.

hasta que [Ca2+][F–]2 = Kps = 4.0 ××××10–11

� Se debe calcular el producto iónico: Qps.

CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F–(ac)

� Kps y Qps tienen igual forma algebraica.

� pero las concents. no son las de eq.


7

[F–]0

[Ca2+]0

Si Qps = [Ca2+]0[F–]0

2 > Kps

⇒ ppta. CaF2(s)

CaF2(s)

La pptación. del CaF2(s) termina

cuando [Ca2+] y [F–] son tales que

[Ca2+][F–]2 = Kps.


8

4.- Suponga que se mezclan 200.0 mL de Pb(NO3)2

0.015 molL−1 con 300.0 mL de NaI 0.050 molL−1.

Prediga si precipita PbI2(s). Dato: Kps(PbI2) = 1.4 × 10−8.


9

Algunos comentarios:

• La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se

puede disolver en un cierto vol. de agua (generalmente 1 L) a

una cierta T.

• El Kps es una cte. de eq. de un sistema heterogéneo.

• La solubilidad (molL–1 o gL–1) y el Kps se refieren siempre a

disols. saturadas.


10

5.2. Precipitación selectiva.

� Se aplica a disols. acuosas con varios iones disueltos.

A1–

A2–

A3–

M1+

M3+

M2+

� Idea: eliminar selectivamente solo un ion

metálico (por ej. M1+) dejando en la disol. a

M2+ y M3

+.

� Usamos la pptación. selectiva.


11

Fe3+

Na+ Cl–

Ejemplo-1:

• Fe3+ ppta. como Fe(OH)3(s)

(es muy poco soluble)

(Kps = 1.1 ×××× 10–36).

• Fe(OH)3(s) se separa por filtración.

• Si adicionamos OH–(ac)

• Disol. de FeCl3(ac) y NaCl(ac)

• En la disol. sólo queda Na+(ac) y el

Cl–(ac).


12

Ejemplo-2:

Zn2+

Mg2+Ca2+

• Si se agrega lentamente OH–(ac)

⇒ los cationes pptan. como M(OH)2(s).

• Obs: Kps(Ca(OH)2) = 8.0 ×××× 10–6

Kps(Mg(OH)2) = 1.2 ×××× 10–11

Kps(Zn(OH)2) = 1.8 ×××× 10–14

• Disol. de cloruros de Mg, Ca y Zn.

• Los Kps tienen igual forma algebraica.

Podemos compararlos directamente.

• Orden de pptación: Zn(OH)2 → Mg(OH)2 → Ca(OH)2.


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� ¿Qué sucede si los Kps que se están comparando tienen

distinta forma algebraica?

Se deben calcular explícitamente las solubilidades.

No se pueden comparar los Kps.

5.- Ordene de menor a mayor solubilidad en agua, las

siguientes sales:

Fosfato de calcio (Kps = 2.0 × 10–29)

Hidróxido de cromo (II) (Kps = 2.0 × 10–16)

Sulfato de Calcio (Kps = 9.1 × 10–6)

Fluoruro de Escandio(III) (Kps = 4.2 × 10–18)


14

6.- Se tiene una disolución que contiene ion Cl−(ac)

0.10 molL–1 y ion PO43−(ac) 0.10 molL–1. Suponga que se añade

ion Ag+ sin alterar el volumen de la disolución.

¿Qué concentración de Ag+(ac) se necesita para iniciar la

precipitación de AgCl(s)? ¿y del Ag3PO4(s)?

Dato: Kps(AgCl) = 1.6 ×××× 10−10 ; Kps(Ag3PO4) = 1.8 ×××× 10−18


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5.3. Efecto de ion común y solubilidad

� Considere una disol. saturada de CuI:


� Supongamos que el CuI(s) se disuelve en una disol. ac. de KI.

� KI: disocia completa% en agua.

KI(s) K+(ac) + I–(ac)H2O

� Si [I–] es grande ⇒ equilibrio de solubilidad se desplaza

a reactantes

Si aumenta


desplazamientodel equilibrio

Conclusión: al adicionar un ion común, la solubilidad de la

sal poco soluble, disminuye.Dr. Antonio Buljan Unidad 5 531.108

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7.- ¿Cuál será la solubilidad en molL–1 del PbCl2 en una

disolución de NaCl 0.50 molL–1?

Dato: Kps(PbCl2) = 2.4 ×××× 10−4.


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5.4. El pH y la solubilidad.

� Muchas sustancias cambian su solubilidad con el pH.

Ej.: Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3 OH–(ac)

Los hidróxidos metálicos poco solubles se disuelven en disols.

ácidas. Y los ácidos poco solubles se disuelven en disols.

básicas.

(este es un caso especial de efecto de ion común)

Si pH aumentaDesplaz. del eq.

Ej.: Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3 OH–(ac)

Si pH disminuyeDesplaz. del eq.

Disminuye la solub. del Fe(OH)3

Aumenta la solub. del Fe(OH)3


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� Cálculo el pH de una disol. sat. de Ca(OH)2

Ca(OH)2(s) Ca2+(ac) + 2 OH–(ac)

Kps = [Ca2+][OH–]2 = 8.0 × 10–6

-s s 2s

s ⋅ (2s)2 = 8.0 × 10–6

4s3 = 8.0 × 10–6

3

6

4

108.0s

−

×= ⇒ s = 0.013 molL–1

Luego, [OH–] = 2s = 2 ⋅ 0.013 = 0.026 molL–1

pOH = -log (0.026) = 1.6

pH = 14 – 1.6 ⇒ pH = 12.4


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• Luego, para pH < 12.4 ⇒ solubilidad del Ca(OH)2 aumenta.

� Combinando el eq. de solub. del Ca(OH)2 con la

autodisociación del agua.

Ca(OH)2(s) Ca2+(ac) + 2 OH–(ac)

2H+(ac) + 2 OH–(ac) 2H2O(l)

Ca(OH)2(s) + 2H+(ac) Ca2+(ac) + 2 H2O(l)

Si pH aumenta

Desplaz. del eq.

Ca(OH)2(s) + 2H+(ac) Ca2+(ac) + 2 H2O(l)

Si pH disminuye

Desplaz. del eq.

Disminuye solub. del Ca(OH)2

Aumenta solub. del Ca(OH)2Dr. Antonio Buljan Unidad 5 531.108

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� El pH y la solubilidad de sales donde el aniónhidroliza.

Ej.: CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F–(ac)

Kps = [Ca2+][F–]2

• Si el pH disminuye ([H+] aumenta) ⇒ el F– pasa a HF

(y su concentr. disminuye)

H+(ac) + F–(ac) HF(ac)

• Si la [F–] disminuye ⇒ eq. se desplaza a productos.

⇒ solubilidad del CaF2 aumenta.


21

• Combinando el eq. de solub. del CaF2 con el eq. del HF:

CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F–(ac)

2H+(ac) + 2F–(ac) 2HF(ac)

CaF2(s) + 2H+(ac) Ca2+(ac) + 2HF(ac)

Este efecto solo se observa en sales poco solubles cuyo anión

hidroliza.

CaF2(s) + 2H+(ac) Ca2+(ac) + 2HF(ac)

Si pH disminuye

Desplaz. del eq.

Desplaz. del eq.

Aumenta solub. del CaF2

Si pH aumenta

Disminuye solub. del CaF2


22

8.- ¿Cuál de los siguientes compuestos será más soluble en

una disolución ácida que en agua?

(a) Ag2SO4, (b) CuI, (c) BaC2O4.

9.- Determine si habrá formación de precipitado al añadir

2.00 mL de NH3(ac) 0.60 molL–1 a 1.0 L de FeSO4 con una

concentración de 1.0 × 10−3 molL–1. Considere que la adición

de los 2.00 mL de NH3 no altera el volumen final del sistema.

Datos: Kb(NH3) = 1.8 × 10−5, Kps(Fe(OH)2) = 1.6 × 10−14.


23

Intermedio

¿Qué significa que aumente o disminuya la solubilidad de

una sal poco soluble?

� Consideremos que se tiene un cristal de AgCl(s)

� Si este cristal se coloca en agua, una pequeña cantidad

disocia (en Ag+(ac) y Cl‒(ac)) y se establece un equilibrio de

solubilidad


24

¿Qué sucede si (por algún motivo) la solubilidad aumenta?

Disocia más AgCl(s) y aumenta la concentración de los iones

en la disolución y el equilibrio de solubilidad se desplaza a

productos.


25

¿Y qué sucede si (por algún motivo) la solubilidad disminuye?

Disocia menos AgCl(s) y por los tanto disminuye la

concentración de los iones en la disolución y el equilibrio de

solubilidad se desplaza a reactantes.


26

Consideremos ahora un compuesto iónico poco soluble con

una formula 1:2, tal como el Mg(OH)2

Cristal de Mg(OH)2(s)

� Si este cristal se coloca en agua, una pequeña cantidad

disocia (en Mg2+(ac) y OH‒(ac)) y se establece un equilibrio de

solubilidad

Por simplicidad, los iones OH‒ se han representado por un círculo rojo


27

¿Qué sucede si (por algún motivo) la solubilidad de este

hidróxido aumenta?

Disocia más Mg(OH)2(s) y aumenta la concentración de los

iones en la disolución y el equilibrio de solubilidad se desplaza

hacia productos.


28

¿Y qué sucede si (por algún motivo) la solubilidad del

Mg(OH)2(s) disminuye?

Disocia menos Mg(OH)2(s) y por los tanto disminuye la

concentración de los iones en la disolución y el equilibrio de

solubilidad se desplaza a reactantes.

Fin del intermedio


29

5.5. Precipitación de sulfuros.

� Equilibrios del H2S(ac):

H2S(ac) H+(ac) + HS–(ac) Ka1 = 1 ×10–7

HS–(ac) H+(ac) + S2–(ac) Ka2 = 1 ×10–19

� Ka2 muy pequeña ⇒ S2– base conjug. fuerte

⇒ hidroliza en un 100%

S2–(ac) + H2O(l) HS–(ac) + OH–(ac) 5

a2

wb 101.0

K

KK ×==

El S2–(ac) no existe (está hidrolizado)

⇒ el S2– no es el agente que hace pptar. los sulfuros.


30

� Eq. de solub. para el MnS(s):

MnS(ac) Mn2+(ac) + S2–(ac)

S2–(ac) + H2O(l) HS–(ac) + OH–(ac)

MnS(s) + H2O(l) Mn2+(ac) + HS–(ac) + OH–(ac)

Kps = [Mn2+][HS–][OH–]

10.- Escriba la expresión para el Kps del sulfuro de plata.


31

11.- Explique como cambia la solubilidad del FeS(s) en agua

cuando se adiciona un ácido fuerte.

12.- El sulfuro de manganeso (II) es uno de los compuestos

hallados en los nódulos que se encuentran en el fondo marino

y que en el futuro podrían ser fuente primaria de muchos

metales de transición. La solubilidad de esta especie es

4.7 × 10−4 g/100 mL de disolución.

Estime el Kps de esta sal poco soluble.


32

� Otro enfoque considera la pptación de sulfuros en amb. ácido.

Ej: PbS(s):

� Hay tres equilibrios simultáneos:

PbS(s) + H2O(l) Pb2+(ac) + HS–(ac) + OH–(ac)

Kps = 3.0 ×××× 10–28

H+(ac) + OH–(ac) H2O(l) (Kw )–1= (1.0 ×××× 10–14)–1

PbS(s) + 2H+(ac) Pb2+(ac) + H2S(ac) 7

wa1

ps

psa 103.0KK

KK −

×=

⋅

=

Kpsa = Cte. del prodt.

de solub. ácido.

(Ka1 )–1= (1.0 ×××× 10–7)–1H+(ac) + HS–(ac) H2S(ac)


33

13.- Demuestre que el PbS(s) precipita y el FeS(s) no precipita

en una disol. que tiene las sgtes. concentraciones iniciales:

0.010 molL–1 de Pb2+(ac), 0.010 molL–1 de Fe2+(ac),

0.10 molL–1 de H2S(ac) y una concentración constante de

H3O+(ac) (mediante un amortiguador) de 0.30 molL–1.

Datos: Kpsa(PbS) = 3.0 × 10–7, Kpsa(FeS) = 6.0 × 102


34

5.6. Equilibrios de iones complejos y solubilidad.

�Veamos la sgte. reacc. ácido-base de Lewis:

••Mn+(ac) + 6 L(ac) M

L

L L

L

L

L

n+

base

Ion complejo

Ion complejo: Compuesto que consiste de un ion metálico

central unido mediante un enlace covalente coordinado a dos o

más aniones ó moléculas (bases de Lewis) llamadas ligandos.

ácido


35

� Mn+ es un metal de transición. La estructura

del complejo depende de la naturaleza de L.

Ej.: Co2+(ac) + 6H2O → [Co(H2O)6]2+

rosado

Si se agrega HCl(ac), el Cl–desplaza

las moléculas de H2O.

[Co(H2O)6]2+ + 4Cl– → [CoCl4]

2– + 6H2O

azul


36

Otro ejemplo

Cu2+(ac) + 6H2O(l) → [Cu(H2O)6]2+(ac)

Azul transparente

Si se agregan gotas de NH3(ac)

Cu2+(ac) + 2OH–(ac) → Cu(OH)2(s)

Con un exceso de NH3(ac), el pptado. se

destruye.

Cu(OH)2(s) + 4NH3(ac) →

[Cu(NH3)4]2+(ac) + 2OH–(ac)

celeste

Azul rey


37

� La reacc. de formación de un ion complejo también tienen

asociada una cte. de equilibrio: Kf:

Ej.: Cu2+(ac) + 4 NH3(ac) [Cu(NH3)4]2+(ac)

13

43

2

2

43f 105.0

]][NH[Cu

])[Cu(NHK ×==

+

+

Una Kf grande ⇒ complejo es muy estable.


38

14.- Calcule la concentración de iones Ag+ libres en una

disolución formada al adicionar 0.20 mol de AgNO3 a 1.0 L de

NaCN 1.0 molL–1. Suponga que no hay cambios de volumen

por la adición del AgNO3. Dato: Kf(Ag(CN)2−) = 1.0 × 1021


39

15.- Un químico desea convertir el acuocomplejo [Zn(H2O)4]2+

en el aminocomplejo [Zn(NH3)4]2+ el cual es mucho más

estable. Para esto mezcla 50.0 mL de [Zn(H2O)4]2+ 0.0020 mol/L

con 25.0 mL de NH3(ac) 0.15 mol/L

¿Cuál es la concentración final del acuocomplejo de Zn2+ en la

disolución resultante?

Dato: Kf del [Zn(NH3)4]2+ = 7.8 × 108.


40

Los iones complejos y la solubilidad

� Un ligando puede aumentar la solubilidad de una sal

poco soluble si éste forma un ion complejo con el catión.

Ej.: ZnS(s) + H2O(l) Zn2+(ac) + HS–(ac) + OH–(ac)

Kps = 2.0 × 10–22

� Si adicionamos NaCN(ac) 1.0 molL–1, el CN– acompleja al Zn2+

Zn2+(ac) + 4CN–(ac) Zn(CN)42–(ac) Kf = 4.2 × 1019

� Sin sumanos los dos eqs.:

ZnS(s) + 4CN–(ac) + H2O(l) Zn(CN)42–(ac) + HS–(ac) + OH–(ac)

Ktotal = Kps × Kf = 8.4 × 10–3

� La K aumenta 19 ordenes de magnitud.

⇒ aumenta solub. del ZnS


41

16.- Calcule la solubilidad en mol/L del AgBr en una disolución

de NH3(ac) 1.0 molL−1.

Datos: Kps (AgBr) = 7.7 × 10−13, Kf(Ag(NH3)2+) = 1.5 × 107.

17.- Considere el equilibrio heterogéneo del PbS(s) en agua.

Si a este sistema se le adiciona NaOH(ac) se observa que la

solubilidad del PbS aumenta.

¿Es esto una violación del principio de Le Chatelier? Explique.


42

FINUNIDAD IV

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