Un equilibrio heterogéneo muy especial: Equilibrio de Precipitación

Un equilibrio heterogéneo muy especial: Equilibrio de Precipitación
Los equilibrios heterogéneos son aquellos en los cuales los reactivos y productos
se presentan en distintos estados de agregación (sólido, líquido, gas o en disolución
acuosa).
En este tipo de equilibrios se cumple que, en la expresión de la constante de
equilibrio (KC
o
KP), no aparecen las sustancias en estado sólido ni líquido, pues sus
concentraciones no tienen influencia sobre el mismo; sólo están presentes en dicha
expresión, las sustancias es estado gas o en disolución. Así:
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
KC = ଶ Es de gran interés el equilibrio que se establece entre un sólido poco soluble
(precipitado) y la disolución saturada de los iones procedentes de la disociación de dicho
sólido, normalmente una sal. Se conoce como EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN.
Se puede visualizar el proceso para alcanzar esta situación de equilibrio, así:
MCANTO REV. 04/2014
Página 1
El equilibrio alcanzado se puede expresar según la siguiente ecuación:
AgCl (s)
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
KC = ା ∙ ି En este tipo de equilibrios, a la constante de equilibrio (KC) se le llama “Producto de
Solubilidad (KS)”.
Por otro lado, la disolución de los iones está saturada y su concentración es la máxima
posible a una temperatura dada; se llama “Solubilidad (s)” a la concentración de dicha sal en
esta disolución saturada.
Para sales del tipo AB (NaCl, AgCN, etc), el equilibrio se plantea de la siguiente manera:
AB (s)
Inicial
Equilibrio
[ AB (ac) ]
→
A+ (ac) + B- (ac)
A moles
0
0
0
A-X
s
s
s
Siendo X el número de moles de AB disueltos (disociados).
Siendo s la concentración de AB disuelta (disociada):
s =
ó
La constante de este equilibrio será: KS = ା ∙ ି = s • s = s2; y por tanto
s = ௌ (mol/L)
(Cómo el equilibrio químico es una situación dinámica, en realidad se está disolviendo
continuamente la sal liberando sus iones, y simultáneamente éstos se unen precipitando en
forma sólida, procesos que se dan con la misma velocidad)
Para sales del tipo A2B (Na2S, K2Se, etc), el equilibrio se plantea así:
A2B (s)
Inicial
Equilibrio
[ A2B (ac) ]
→
2 A+ (ac) + B-2 (ac)
A moles
0
0
0
A-X
s
2s
s
KS = ା ଶ ∙ ିଶ = (2s)2 • s = 4s3; y por tanto
MCANTO REV. 04/2014
s=
ට
య
ೄ
(mol/L)
Página 2
Igualmente se puede demostrar que, para sales tipo AB2 (PbCl2, Mg(OH)2, CaF2, etc),
tanto el producto de solubilidad como la solubilidad, tienen la misma expresión anterior:
KS = 4s3 y
s=
ට
య
ೄ
A estos equilibrios de precipitación también se les puede aplicar el “Principio de Le
Chatelier”, cuando por algún motivo se altera dicho equilibrio.
Es interesante conocer el efecto que produce sobre un
determinado equilibrio de
precipitación, la adición de una disolución de una sal que contenga
uno de los iones del
equilibrio anterior. Esto se conoce como Efecto de ión común, y no es más que la aplicación del
Principio de Le Chatelier cuando se varía la concentración de alguno de los productos. En este
caso concreto, el efecto que se produce es la disminución de la solubilidad, es decir, el
desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, o sea, hacia la formación de más producto
insoluble.
•
Actividad 1 (Select. Andalucía 2010, 310): Los productos de solubilidad del cloruro de
plata y del fosfato de plata en agua son, respectivamente 1,6 • 10-11 y 1,8 • 10-18. Razone:
a) ¿Qué sal será más soluble en agua?
b) ¿Cómo se modificaría la solubilidad de ambas, al añadir a cada una de ellas
nitrato de plata?
a) La sal más soluble será aquella que tenga mayor solubilidad (s).
En primer lugar, se plantea el correspondiente equilibrio químico y a partir del
valor del Producto de Solubilidad se deduce el correspondiente a la solubilidad.
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
AgCl (s)
Equilibrio
KS = s2;
s
s
s = = 1,6 • 10 = 4,0 • 10-6 mol/L (5,7 • 10-4 g/L)
Ag3PO4 (s)
3 Ag+ (ac) + PO4-3 (ac)
Equilibrio
KS = (3s)3 • s = 27 s4; s =
3s
ర
ೄ
s
= ర
,•షభఴ =
1,6 • 10-5 mol/L (6,7 • 10-3 g/L)
Comparando los valores obtenidos de solubilidad, el fosfato de plata es la sal más
soluble.
MCANTO REV. 04/2014
Página 3
b) Cuando se añade nitrato de plata, se están añadiendo iones Ag+. Por efecto de ión
común, ambos equilibrios se desplazarán hacia la izquierda, disminuyendo las
cantidades de cloruro de plata y de fosfato de plata disueltas. Por tanto,
disminuye la solubilidad de ambas sales.
•
Actividad 2: Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata, cuyo KS = 1,7 • 10-10 a
25ºC, al mezclar 250 cm3 de cloruro de sodio 0,02 M con 50 cm3 de una disolución de
nitrato de plata 0,5 M.
El que se forme precipitado o no al mezclar las disoluciones anteriormente
citadas, dependerá de que finalmente, el producto de las concentraciones de ión
cloruro y de ión plata sea mayor o menor que KS:
250 mL NaCl 0,02M; por tanto 0,005 moles de NaCl
NaCl (ac)
Inicial
Final
→ Na
+
(ac) + Cl- (ac)
0,005
0
0
0
0,005
0,005
50 mL AgNO3 0,5 M; por tanto 0,025 moles de AgNO3
AgNO3 (ac)
Inicial
Final
→ Ag
+
0,025
0
(ac) + NO3- (ac)
0
0,025
0
0,025
Tras la mezcla, el volumen final es 300 mL y por tanto las concentraciones
de Cl
-
y Ag serán:
+
ା =
0,025
= 0,0833
0,3
ି =
0,005
= 0,0167
0,3
Dado que el equilibrio de precipitación del cloruro de plata es:
AgCl (s)
Eq.:
MCANTO REV. 04/2014
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
s
s
entonces KS = ା ∙ ି = 1,7 • 10-10
Página 4
Comprobamos en nuestra mezcla cuanto vale el producto de las concentraciones
de dichos iones: Q = ା ∙ ି = 0,0833 • 0,0167 = 1,39 • 10-3
Como Q > KS, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y precipitará cloruro
de plata, de acuerdo al principio de Le Chatelier.
•
Actividad 3 (Select. Andalucía 2010, 110): A 25ºC la solubilidad del PbI2 en agua pura es
0,7 g/L. Calcule:
a) El producto de solubilidad.
b) La solubilidad del PbI2 a esa temperatura en una disolución 0,1 M de KI.
Masas atómicas: I = 127; Pb = 207
a) Planteamos el equilibrio heterogéneo correspondiente:
Pb+2 (ac) + 2I- (ac)
PbI2 (s)
Equilibrio
s
2s
KS = ାଶ ି ଶ = s • (2s)2 = 4 s3
Antes de sustituir el valor de
solubilidad en la expresión anterior, debemos expresarla en mol/L, por tanto:
, ૛ !"૛
•
= , % • ି૜ !"&૛ ⁄ =
#$૛
El producto de solubilidad será: (ࡿ = #)૜ = #(, % • ି૜ )૜ = , *% • ିૡ b) Nos piden la solubilidad del PbI2 en una disolución 0,1 molar en KI. Como todas las
sales se disocian al 100%, en esta disolución habrá una concentración de anión
ioduro procedente de KI igual a 0,1 moles/L,
Pb+2 (ac) + 2I- (ac)
PbI2 (s)
Equilibrio
KS = s • (0,1)2; = MCANTO REV. 04/2014
s
‫܁‬
(,)૛
=
,•షૡ
,
=
,•ష૟ ~ 0,1
•
૛
= , • /
Página 5
•
Actividad 4 (Select. Andalucía 2012, Sept): A 25ºC la constante del equilibrio de
solubilidad del Mg(OH)2 sólido es, KS = 3,4 • 10-11.
a) Establezca la relación que existe entre la constante KS y la solubilidad (s) del
Mg(OH)2.
b) Explique, razonadamente, cómo se podría disolver, a 25ºC y mediante
procedimientos químicos un precipitado de Mg(OH)2.
c) ¿Qué efecto tendría sobre la solubilidad del
Mg(OH)2 a 25ºC la adición de
cloruro de magnesio? Razone la respuesta.
a) Planteamos el equilibrio de precipitación:
Mg(OH)2 (s)
Equilibrio
Mg+2 (ac) + 2 OH- (ac)
s
2s
Aplicamos la ley del Equilibrio Químico, para establecer la relación pedida:
KS = s • (2s)2 = 4 s3
b) A la vista del equilibrio anterior, disolver un precipitado de Mg(OH)2 significa
desplazar dicho equilibrio hacia la derecha, lo cual puede conseguirse reduciendo
la concentración de OH- mediante la adición de una disolución ácida que
neutralice esta basicidad.
c) El cloruro de magnesio es una sal que, como todas ellas, se disocia al 100% en
contacto con agua, generando en el medio los siguientes iones: Mg+2 y Cl-. Por
tanto, observando el equilibrio de precipitación, si aumenta la concentración de
iones magnesio, y según el Principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará
hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del Mg(OH)2, lo cual se conoce con
el nombre de “Efecto de ión común”.
MCANTO REV. 04/2014
Página 6