DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES CAPITULO V

DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
CAPITULO V
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
5.1. Solubilidad
5.2. Disolución de compuestos poco solubles.
5.3. Precipitación Fraccionada
El fenómeno de precipitación, así como el de disolución de precipitados ocupan un
lugar muy importante en el análisis químico. Sus principales aplicaciones son la disolución
de precipitados y la separación por precipitación. La separación de especies interferentes
suele ser necesaria y entre las técnicas de separación, es de uso común la precipitación.
5.1. SOLUBILIDAD.
Cuando un soluto se disuelve, se rompe su red cristalina, venciendo las fuerzas de
atracción que mantienen unidos a los iones. Es necesario superar la energía de red, y esto se
consigue con la hidratación (atracción entre los iones y las moléculas de agua). En general, la
energía de hidratación es menor que la energía de red, por lo que el proceso de disolución
es casi siempre exotérmico. De cualquier modo, la relación entre los dos tipos de energía
determina que un compuesto sea más o menos soluble. (3)
La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia de disolverse
otra; esto depende
de los siguientes factores:
•
La naturaleza o propiedades del soluto y del solvente
•
La temperatura
•
La presión
•
El pH
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
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DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
La solubilidad de un sólido en un líquido por lo general aumenta cuando se
incrementa la temperatura. Existen algunas excepciones como muchos compuestos de calcio
en el que varía inversamente, y el cloruro de sodio en el que prácticamente no sufre
variación. (2)
La expresión que representa el constante de equilibrio para un electrolito sólido en
equilibrio con sus iones en solución se llama producto de solubilidad.
AmBn
?
Ag2CrO4 ?
m An+ + n Bm-
2 Ag+ + CrO4-2
Donde A representa a un catión, B a un anión; y m y n
sus respectivos índices
estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad
tendremos:
Kps = [An+]m [Bm-]n
Kps = [Ag]2 [CrO4-2 ]
Si el Kps del Fe (OH)3 = 4,5 .10-37. Calcule la solubilidad molar del compuesto.
Fe (OH)3
?
Fe + 3OH-
Kps=4, 5 .10-37 = (s).(3s)3 = 27s4
?
S=
? ? _? ??? ? ??
??
= 3, 59 .10-10
La solubilidad molar del compuesto es 3,59 .10-10 moles por litro.
5.1.1. SOLUBILIDAD DE SALES EN AGUA.
SON SOLUBLES:
Ø Todos los acetatos, Nitratos, Nitritos, Cloratos y percloratos
Ø Todos los cloruros, bromuros y Yoduros excepto los de Plata, Mercurio (I), Cobre(I) y
Plomo.
Ø Todos los Sulfatos, excepto los sulfato de bario, estroncio, plomo, mercurio, calcio y
plata.
Ø Todas las sales de Amonio (NH4+) y las correspondiente a los metales del grupo I. (3)
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
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SON INSOLUBLES.Ø Todos los carbonatos (CO3= ), fosfatos (PO4-3 ), arseniatos (AsO4 -3), Sulfitos (SO3= ),
boratos (BO3= ) y silicatos (SiO3=) excepto los del grupo I
Ø Todos los hidróxidos, excepto los del grupo I, y Sr(OH)2, Ba(OH)2, NH4 OH, Ca(OH)2
que es poco soluble.
Ø Todos los sulfuros (S=), son insolubles, excepto los del grupo I, II y el (NH4)2S.
Una solución se considera saturada cuando una cantidad dada de solvente no acepta
más soluto. (Máxima capacidad de aceptación de soluto). La condición de saturación nos
permite establecer un punto límite o de equilibrio entre la solución no saturada (por
defecto de soluto) y la sobresaturada (por exceso de solu
en el solvente). En una
disolución saturada hay un equilibrio entre la sal sólida sin disolverse y los iones de la sal que
se encuentran en la disolución; para un compuesto cualquiera.
El producto iónico (PI) es el producto de las concentraciones de los iones presentes
en la disolución y nos dan la condición de disolución o precipitación:
(PI) < Kps
Todos los iones en solución
(PI) = Kps
Equilibrio - solución saturada
(PI) > Kps
Hay precipitación hasta que PI = Kps
El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto
sea su valor menos soluble será el compuesto. También
es decir, cuanto menor
fácilmente observable que si
aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo el
estado de equilibrio de solubilidad, la concentración
otro ión se verá disminuida debido
al efecto ion común (efecto de acción de masa).
El producto de solubilidad indicará las concentraciones máximas de los iones de un
soluto que pueden existir en disolución. Si el producto de las concentraciones de los iones
elevados a sus correspondientes exponentes es menor que el producto de solubilidad, la
disolución no estará saturada y admite más soluto. Si el producto coincide con el producto
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
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de solubilidad nos encontraremos justamente en el caso de una disolución saturada. Si el
producto excede el valor del producto de solubilidad, la disolución estará sobresaturada, y el
exceso de soluto presente formará un precipitado.
EJEMPLO 5. 1:
Al prepararse una solución saturada de una sal, se establece un equilibrio dinámico
entre los iones que se disocian (parte disuelta) y el
precursor (parte insoluble) que se
deposita en el fondo del recipiente
Si a una solución saturada de NaCl se le agrega gotas de HClcc , se observa que se
forman pequeños cristales según la reacción:
! H? ? #i? ? !H#i ? iigI
giGiGI
NaCl ↔ Na+ + Cl+
Cl↓
NaCl ppdo
Se da debido a que el producto iónico se hace más grande que el Kps y por lo tanto
precipita el NaCl.
5.2. DISOLUCIÓN DE COMPUESTOS POCO SOLUBLES.
La disolución de una sal poco soluble se da: Agregando más solvente, variando la
temperatura, por formación de electrolitos débiles, por formación de complejos.
5.2.1. DISOLUCIÓN POR FORMACIÓN DE ELECTROLITOS DÉBILES.
Cuando a una sal se le agrega un ácido, los protones del ácido reaccionan con el
anión de la sal formando electrolitos débiles, disminuyendo la concentración del anión en el
equilibrio, disolviéndose la sal para restituir las nuevas condiciones de equilibrio.
La disolución del Ca CO3 en medio ácido:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
90
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
CaCO3 +
H2O
2HCl
?
CO3=
+
?
2H+
Ca2+
+
↑↓
H2CO3 ?
Como el kps = [Ca++] [CO3-] (1)
y
CO2 + H2O
K1K2 =
?? ? ?? ? ?? ? ?
? ? ?? ?
(2)
[CO3-] = Kps [Ca++] …. (3)
[CO3-] =
? ? ?? ? ??? ? ?? ? ?
?? ? ??
…... (4)
Igualando 3 y 4 se tiene:
??)
??? ? ? ?
Como:
=
? ? ?? ? ??? ? ?? ? ?
;
?? ? ??
[Ca++]
[Ca++] =
?? ??? ? ??
? ? ?? ? ??? ? ?? ? ?
[H2CO3]
?? ??? ? ?
[Ca++]2
=
[Ca++]
=?
? ? ?? ?
?? ??? ? ??
? ? ?? ?
Como podemos observar los H+, suministrados por el ácido reaccionan con los iones
[CO3-] , reduciéndolo a valores tan pequeños, que el producto ionico es < Kps por lo tanto el
compuesto se disuelve. Por cada ión carbonato separado de la disolución que reacciona con
H+, se forma una molécula de
H2CO3 y un ión Ca2+ , no obstante debido a la elevada
concentración de H+, la cantidad de H2CO3 ionizada están pequeña, que podemos decir que
la concentración del [Ca++]
[H2CO3] debido a la débil ionización del H2CO3 , no obstante
debido a la elevada [H+] la cantidad de H2CO3 ionizada es tan pequeña que puede omitirse
sin introducir error apreciable. (1)
5.2.2. ANALIZANDO LA DISOLUCIÓN DE SULFUROS EN ÁCIDOS.
No todos los sulfuros son solubles en HCl depende de la solubilidad de la sal y de la
concentración del anión necesaria para la formación del electrolito débil. La disolución de
sulfuros en ácido depende de:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
91
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
•
La solubilidad de los sulfuros en agua, esto determina la concentración de [S=]
en la solución, que debe ser mayor que la [S=] en el equilibrio con el H2S.
•
La concentración de [H+] y el grado de ionización del H2S (electrolito débil),
este determina la [S=] en la solución, la que fija la [S=] que puede existir en el
equilibrio.
Analizando la disolución del ZnS : Cuando al ZnS se le agrega un ácido ocurre la
siguiente reacción:
ZnS
+
H2O
2HCl
?
S=
+
?
2H+
+
Zn2+
↑↓
H2 S
Sí el
Kps = 8x10-25 = [Zn++].[S-]
K1 K2 =
?? ? ??? ? ??
= 1.2 x10-20
?? ? ? ?
(1)
(2)
De (1) se tiene la :
[S-] = ? ? ? ?? ? ?? = 8,94 x 10-13
Reemplazando en (2) los [H+] = 0.1 M y [H2S]= 0.1 M se tiene:
Se tiene:
[S=]= 1.2x10-19
La [S-] en el equilibrio en una solución saturada de H2S depende del pH de la solución.
Como podemos observar en una solución saturada de ZnS existe una concentración mucho
mayor de [S=] que la que se requiere para lograr el equilibrio en
solución saturada de
H2S. Por lo tanto el exceso reacciona con el H+ y forman moléculas de H2S al consumirse los
iones [S=] la reacción tiende a la derecha y el soluto poco soluble se disuelve hasta alcanzar
el Kps.
Analizando la disolución del CuS : Cuando al CuS se le agrega un ácido ocurre la
siguiente reacción:
Kps CuS = 6x10-36 se tiene:
[S=]= ? ? ? ?? ? ?? = 2,449x10-18
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
92
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
El CuS produce una concentración muy pequeña de [S=], cuando se le agrega un
ácido, este reduce rápidamente la [S=] a un valor que satisface la constante de ionización del
H2S por lo que la extensión de esta reacción es pequeña, paralizándose cuando alcanza el
equilibrio. (2)
CuS
+
H2O
HNO3
?
S=
+
+
Cu2+
?
2H+
+
NO3-
↑↓
H2 S
3S= + 2NO-3 + 8H+ ???? S° + 2NO + 4H2O
Para disolver el CuS es necesario buscar una reacción
siendo reversible no
alcance el punto de equilibrio hasta que [S=] se incremente y sea mayor que el de una
solución saturada. La disolución del sulfuro en HNO3 depende de la solubilidad del sulfuro en
H2O, si la solubilidad de sulfuro en agua es tal que la [S=] de una solución saturada es mucho
mayor que el [S=] en equilibrio por el HNO3 entonces el sulfuro se disolverá fácilmente en
HNO3.
Analizando la disolución del HgS : Cuando al HgS se le agrega un ácido ocurre la
siguiente reacción:
HgS
+
H2O
3HCl + HNO3
?
S=
?
2H+
Hg2+
+
+
+
3Cl↑↓
Hg Cl3
Cuando el HgS se trata solamente con HNO3, una pequeña cantidad se disuelve con
HNO3 , la [S=] reacciona con el ácido convirtiéndose en So, esto reduce la [S=] disolviendo
algo de HgS ???? Hg++ + S= , aumentando [Hg++] y disminuyendo [S=], la cual se reduce
rápidamente aun valor igual a la [S=] en el equilibrio en el HNO3, cuando esto sucede la
reacción se paraliza. Para evitar que se paralice la se agrega una mezcla de HCl y HNO3 ,
dando lugar a las siguientes reacciones:
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
93
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
a) Hg+++ 3Cl - ???? HgCl3- } complejo soluble
b) S= + NO3 - + H+ ???? S0 + NO + H2O.
El HgS es menos soluble en agua que el CuS por lo tanto contiene una concentración
extraordinariamente pequeña de [S=]. Cuando se agrega HCl al HgS , se forma el complejo la
HgCl3- disminuyendo la [Hg++] en la solución, alterando el equilibrio del sistema
para
restituir las condiciones de equilibrio la reacción tiende a la derecha, aumentando la [S=]
por encima del valor que se requiere para reaccionar con el HNO3 disolviéndose el HgS. (3)
5.2.3. Efecto del pH en la disolución de sales poco solubles:
Caso I: Cuando a una solución M.A. se le agrega un acido; se establecen los siguientes
equilibrios.
-!
( ?/
?
-
?
??Ii ?
Sabemos:
+i? ? ?-
Y
(! ? ( ? / ? ! ? ? (
Entonces:
+? ?
?
? !?
?
(?
??
(!
??! ? ?
?? ? ??? ? ?
??? ?
?
? (! ?
?? ? ??? ? ?
??
La concentración analítica del ácido: #G? ?! ? ? ? ?(! ?
Reemplazando 1 en 2 tenemos:
#G? ?! ? ? ? ?
#G?
(2)
?? ? ??? ? ?
??
?
? ? ?? ? ?? ?? ? ??? ? ?
??
? ? ? ?? ? ?
#G? ?! ? ? ?
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
?? ?
??
?
?? ?
94
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
La Fracción presente de A- es:
?! ? ?
+?
? / ??
#G
+ ? ? ?( ? ?
?! ? ? ? /
(4)
#G
?
Remplazando (4) en Kps
+i? ? ?Kef =
?
??! ? ? ? ?-
Kps = ??
/
?
?
?/
?
#G
???
?
Kef = Constante del producto de solubilidad eficaz dado que la kps varia con el pH.
Caso II: Cuando a una solución poco soluble M.A. se le agrega un acido: Ejemplo (Ca F2)
-!
?
?
Como :
( ?/
-
?
??
? ?! ?
?
? (?
??
?(!
(1)
?! ? ? ? / _#G
Remplazando (1) en el Kps : +i? ? ?-
??
??! ? ?? ? +i? ? ?-
+i?
? +Hh? ??/ ? ??
+Hh?
??
??
???
?
#G ?
??#G??
+i?
?/ ? ??
Caso III: Para una Solución M.A. cuando se le agrega un acido se forma un acido diprótico.
-! ? ( ? /
???
?
-
??
? ! ??
???
?
?( ?
??
( ?!
Donde: ?? ? ?? ? ? ? ? ? ? ?
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
95
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
! ??
+? + ?
/ ??
?
?
?
#G ?( ? ? ?( ? ?+ ? ? + ? + ?
?? ? ? ? ? /
??
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??? ? ? ?
??
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??
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/ ?
??
???
??
?
?
?? ?
??
/ ?
EJEMPLO 5.2:
¿Cuantos gramos de CaF2, se disolverán en una solución de HCl 0,001 M expréselo
en g/L.? ; Sí el kPS CaF2 = 4x10-11 y Ka HF = 6x10-4.
Determinando / :
/ ?
??
?? ? ?? ? ?
?
? ? ?? ? ?
? ? ?? ? ? ? ? ? ?? ? ?
? ? _??
/ ? ? ? _??
Determinando la solubilidad de la sal:
??
??
? ? ?? ? ?
?
? ? ?? ? ?? ? ??
/ ?
? ???
?
???
??
Balance de masa:
??
?
?
???
?? ? ?
?
?? ??
??
?
?
??
?? ? ? ? ? ?? ? ? ?
? ????? ??? ? ? ? ? _? ? ?? ? ? ?? / :
5.3 PRECIPITACIÓN FRACCIONADA.
Es una técnica en la que dos o más iones en disolución, todos ellos capaces de
precipitar con un reactivo común, se separan mediante
reactivo: un ion precipita
mientras que el otro o los otros, con propiedades semejantes, permanecen en disolución. La
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
96
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
condición principal para una buena precipitación fraccionada es que haya una diferencia
significativa en las solubilidades de las sustancia qu se van a separar (normalmente una
diferencia significativa en sus valores de Kps). Es necesario agregar lentamente la adición de
la disolución concentrada del reactivo precipitante a
disolución donde debe producirse la
precipitación. A partir de los productos de solubilidad es posible predecir cuál de los iones
precipita primero y si esta precipitación es completa cuando empieza a precipitar el segundo
ión. Dicho de otra forma, es posible deducir si pueden separarse cuantitativamente dos
iones por precipitación fraccionada (11)
Precipitación fraccionada, en el cual sedimentan en orden, las sustancias disueltas en
función a su
Kps, después del ajuste del pH y otras condiciones, sin completar la
sedimentación en un solo paso. Es así la precipitación de los iones que se encuentran en una
solución ácida por neutralización de la misma, causando la sedimentación del metal que se
encuentra como ion, formando hidróxido por elevación del pH, o por formación de sales
poco solubles, como ( fosfatos, carbonatos , oxalatos, sulfuros etc.).
Las aguas ácidas se caracterizan
por tener un pH ácido (entre 2.5 y 4.5), no
cumpliendo con los estándares de descarga al cuerpo receptor. Para neutralizarla se le
adiciona Ca CO3 , lechada de cal (CaO), que permite elevar el pH dentro del rango de 6.5 a
8.5, removiendo así los metales presentes, los cuales precipitan en forma de hidróxidos.
Si no se logra precipitar los metales pesados hasta los límites permisibles, y todavía
hay cationes que no precipitaron, entonces se procede a aumentar el pH de la solución a un
rango mayor
para precipitar los contaminantes iónicos
presentes en la solución.
Posteriormente, se pasa a una etapa de separación sólido-líquido, con la ayuda de algún
coagulante-floculante. Finalmente se procede a regular el
pH obteniéndose
aguas
clarificadas, exentas de metales pesados y con un pH dentro del rango permisible de
descarga. (8)
EJEMPLO 5.3.
Se mezclan dos soluciones: 1ml de nitrato de plata 0.1M y 1ml de nitrato de plomo
0.1M, se agrega una gota de gota de KCrO4 0.25M, ¿Qué compuesto precipita primero?
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
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DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
a) Primero determinamos la concentración de CrO4- que se requiere para que
precipite el crómato de plata.
•
Cuando
agregamos a una solución que contiene:
[AgNO3]= 0,10M, y
[Pb(NO3)2]= 0,10M , una solución de KCrO4 ocurren las siguientes reacciones:
2Ag+
+
CrO4- ?
Ag2 CrO4 ↓
Pb++
+
CrO4= ?
PbCrO4 ↓
Donde:
Para el Ag+:
KPS =1.3 x10-12 = [Ag+]2 [CrO4-]
[CrO4-] = 1.3 X 10-10
Para El Pb++: KPS = 1.8x10-14 = [Pb2+][CrO42- ]
[CrO4= ] = 1.8 x 10-13
Donde se observa que el PbCrO4 ↓ precipita primero porque requiere menor
cantidad de [CrO4-].
Precipitación de sales.- Si a una solución que contiene un anión le agregamos u
la cual forma una sal poco soluble, entonces esta precipitará, hasta que la concentración del
anión disminuya de tal manera que el producto iónico (PI) sea menor que el Kps. En ese
momento deja de precipitar. Cuando a
una solución saturada de NaCl se le agrega
lentamente HCI concentrado, se observa que precipita el NaCl.
NaCl
↔
Cl- +
Na+
+
Cl↓
NaCl ↓
El excedente de Cl– reacciona con el Na+ para formar NaCl.
EJEMPLO 5.4.
Una muestra de 200ml de agua potable gasta 2,1ml de [AgNO3]= 0,10 N en la
valoración de cloruros utilizando como indicador 1 ml de KCrO4 0,25 M a) ¿Cual es la
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
98
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
concentración de cloruros en la muestra? b) Cual es la concentración de Cl- que quede sin
precipitar en la solución?
Respuesta: Primero reaccionan los iones Ag+ con los iones Cl- , cuando la cantidad de iones
Cl- es mínima entonces los iones Ag+ reaccionan con los iones CrO4= , ( punto final de la
valoración).
Como:
?? ??:Ð ? ? ?? ? ? ? ? ??
?? ??:Ð
?
? ? ?? ? ?? ? ??
Los cloruros presentes en la muestra son:
a) La concentración de iones Cl- que quedan en la solución en el punto de
equivalencia:
En el punto de equivalencia
ocurre la
iguiente reacción:
? ? ? ? ? ?? ? ?? ? ? ? ? ?? ? ? ⇓
??
?:ð
? ? ???
? ?? ???
? _??
??
? ? ? ?? ? ? ? ?
???
???
?
??
?:°
??
??? ? ? ?
??
?? ? ?? ?
???
?
???
? ???
??
?:I
??? ? ?
?
??
? ?
? ? ??:P
? ? ??:P
? ??
? ??
? ? ?:°
??
??
???? ? ?
? ? ??:?
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
? ??
? ? ?:°
??
99
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
EJEMPLO 5.5 :
Calcular la concentración del ión S= necesaria para iniciar la precipitación del sulfuro
metálico en disoluciones que se indican: a) Disolución acuosa saturada de CdCO3; Kps=
5.2x10-12 b) Disolución que contiene 50mg de Cd++ en 100ml. Kps cds=7.1x10-27.
Solución:
a) La disolución de la sal genera la siguiente reacción:
Cd++ + CO3=
CdCO3
Como:
Kps = [Cd++] [CO32- ] = 5.2x10-12
(1)
De donde:
[Cd++] = 2.28 x 10-6
(2)
Asimismo:
CdS
S= + Cd++
Kps= [S=][Cd++] =7.1 x 10-27
(3)
Reemplazando (2) en (3) tenemos :
7.1 x 10-27 = [S=][2.28 x 10-6]
De donde:
b)
[S=] =
? ?? ? ?? ? ??
? ??? ? ?? ? ?
= 3.11 x 10-21
Determinando la [Cd++]:
?? ?? ??
?? ??
x
? ?:h
?? ??? ??
= 4.43 x 10-3 moles/litros
Reemplazando: [Cd++] en Kps= [S=][Cd++] =7.1 x 10-27
Tenemos:
[S=] =
? ?? ? ?? ? ??
? ??? ? ?? ? ?
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
= 1.59 x 10-24
100
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
EJEMPLO 5.6:
Una disolución es 0,010M de S r+++ y 0,10M Ca++, se agrega lentamente NH4C2O4 a la
mezcla:
a) Calcular la relación entre las concentraciones molares entre Sr++/Ca++ cuando la
disolución esté saturada de moles oxalatos.
R) Una disolución saturada depende del Kps de las sales
forman estos cationes y se da
cuando la [C2O4=] se cumple para ambos cationes:
C2O4 =
C2O4 =
??
??
?? ? ?
??
= 5,6 x 10-10
??
= 1,3 x 10
?? ? ?
(1)
-9
(2)
Igualando 1 y 2 :
??) ??
?? ? ?
=
Relación
??
??
?? ? ?
?
??? ? ? ?
?? ??? ? ? ?? ? ?? ? ??
=
??? ? ? ? ?? ??? ? ? ?? ? ?? ? ?
=
??? ? ? ?
= 0.43
??? ? ? ?
b) ¿Calcular la concentración del catión que precipita en
lugar como oxalato
cuando empieza a precipitar el segundo como oxalato, si la concentración de ambos cationes
es de 0,10M ?.
R) El catión que precipita primero es el calcio por que requiere menor [C2O4=].
El Sr++ empieza a precipitar: La [C2O4=] =
El Sr++ empieza a precipitar a una:
? ?? ? ?? ? ??
? ???
[C2O4=] = 5.6 x10-8
La [Ca++] cuando empieza a precipitar el Sr++ es:
?? ??
? ?? ? ?? ? ?
[Ca ] =
=
= 0.023M
? ?? ? ?? ? ? ? ?? ? ?? ? ?
++
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
101
DISOLUCIÓN Y PRECIPITACIÓN DE SALES
Ejemplo 5.7.
Cuántos gramos de CaF2 pueden transformarse en CaCO3 por tratamiento de un
exceso de CaF2 en 200ml de disolución que contiene [CO3=] = 0.10M.
R) Las reacciones que ocurren en la disolución son a y b :
a)
CaF2
Ca++ =
c)
Ca++ + 2F? ? ?? ? ??
?? ? ??
Ca++ + CO3=
Ca++ =
Kps = 4x10-11
…… (1)
CaCO3
Kps = 4.8x10-9
? ?? ? ?? ? ?
…… (2)
??? ? ? ?
Igualando 1 y 2 en el equilibrio:
??
? ? ?? ? ?? ? ?? ? ??
=
?? ? ??
??? ? ? ?
?
??? ? ? ?
?? ? ??
=
? ?? ? ?? ? ?
? ? ?? ? ??
? ?&? ?? =
? ? ?? ? ?? ? ?? ?? ?
? ?? ? ?? ? ?
?? ? ? = 0.0286 moles/litros.
Como (s ) es la solubilidad de La sal
De donde:
?? ? ? = 2s ? 2s = 0.0286
S = 0,0143 moles / L de CaF2
Análisis Químico Un Enfoque Ambiental
102