Equilibrios de solubilidad

EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Solubilidad de un soluto en un disolvente dado:
9Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una
cantidad fija de disolvente, a determinada temperatura
9Cantidad de soluto necesaria para formar una disolución
saturada en una cantidad dada de disolvente.
Ejemplo NaCl en agua a 0ºC
Solubilidad
concentració
concentración
S= 35.7 g/100 ml agua
gramos soluto / 100 ml disolvente
gramos soluto / l disolución
moles soluto / l disolución (S molar)
< S → solución insaturada
= S → solución saturada
> S → solución sobresaturada
Aná
Análisis de la solubilidad
1- Aspecto cualitativo:
¿Qué tipo de solutos son más o menos solubles en un
determinado solvente?
2- Aspecto cuantitativo:
¿Qué cantidad de compuesto se solubiliza?
¿Qué factores afectan la solubilidad del mismo?
Caso general:: soluciones acuosas
Sólidos
iónicos
• Solubles
• Ligeramente solubles
• Insolubles
(S > 2×10-2 M)
(10-5 M < S < 2×10-2 M)
(S < 10-5 M)
solució
solución diluida ≠ solució
solución insaturada
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Reacciones de precipitació
precipitación: Aquéllas
que dan como resultado la formación
de un producto insoluble.
Al agregar un soluto al solvente:
Precipitado: Sólido insoluble que se
forma por una reacción en disolución.
Al mezclar dos sales solubles que
forman un precipitado
Vdisolución = Vprecipitación → Equilibrio
AgCl (s)
PbCl2 + K2CrO4
Ag+ (aq) + Cl- (aq)
PbCrO4(s)
Precipitación
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Constante de producto de solubilidad (K
(Kps)
AgCl (s)
Pb2+(aq) + CrO42-(aq)
Solubilización
Equilibrio heterogéneo: entre 2 fases (sólido y solución
saturada)
Constante de equilibrio para la reacción de solubilización.
PbCrO4 + Cl- + 2K+
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
AgCl (s)
Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Si el sistema no está en equilibrio
Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Q = [Ag
[Ag+][Cl-]
Kps = [Ag+][Cl-] = 1,6 x 10-10
CaF2 (s)
Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)
Q < Kps
Q = Kps
Q > Kps
Kps = [Ca2+][F-]2 = 4,0 x 10-11
Ca3(PO4)2 (s)
3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq)
Kps = [Ca2+]3[PO43-]2 = 1,2 x 10-26
equilibrio
1
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Predicció
Predicción de precipitació
precipitación
Kps y solubilidad
Si se mezclan dos soluciones que contienen dos iones
que pueden formar una sal insoluble.
¿Cómo saber si se formará precipitado?
1- Calcular las concentraciones de los iones agregados
(tener en cuenta la estequiometría de la sal soluble!).
2- Calcular Q para los iones que forman la sal insoluble.
Q = KPS → Equilibrio: Solución saturada
Q > KPS → Se desplaza hacia la izquierda: Precipita
Q < KPS → No precipita: Solución no saturada
9Constante de equilibrio
de solubilización
(adimensional)
Está relacionadas:
S
S(molar)
Ca2+(aq) + 2F-(aq)
X
2X
Se disuelven X moles de CaF2 => SM(molar) = X
Kps = [Ca2+] [F-]2 = X. (2X)2 = 4X3 = 4 SM3 = 4x10-11
PM = 78
PM: 128 g/mol (Rta: Kps = SM2 = 2,27 x10-9)
sal
Kps
CaC2O4 2,27 x 10-9 = (SM)2
SM (mol/l) S (g/l)
4,76 x 10-5 6,1 x 10-3
CaF2
2,15 x 10-4 1,68 x 10-2
4,0 x 10-11 = 4(SM)3
Importante!
9Menor valor de Kps no siempre implica menor S.
9Solo pueden compararse en forma directa las sales
con igual estequiometría.
Kps= 27S3.4S2 = 108 S5
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Factores que afectan la solubilidad
2- Efecto del ió
ión comú
común
PbI2 (s)
1- Temperatura
Afecta a Kps, dado que es una constante de equilibrio.
Para la reacción de disolución:
AB (s)
(aq) +
3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq)
3S
2S
Kps = [Ca2+]3[PO43-]2 = (3S)3x(2S)2
S = 1,68 x 10-2 g/l
(aq)
Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
Al agregar una sal soluble que contenga un ión en común
KI (s)
B+
Kps
La solubilidad del oxalato de calcio (CaC2O4) a cierta
temperatura es 6,1x10-3 g/litro de solución. ¿cuál es su
Kps a esa temperatura?
Ca3(PO4)2 (s)
S = 2,15 x 10-4 mol/l x 78 g/mol
A-
[ ]eq
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
El Kps del CaF2 a 25ºC es 4x10-11.¿Cual es su solubilidad
en g/litros de solución a esa temperatura?
SM = 2,15 x 10-4 mol/l
9Es afectada por diversos
factores (además de T)
9Sólo varía con T
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
CaF2(s)
9Concentración de una
solución saturada (g/ml, M)
K+ (aq) + I- (aq)
ΔHºdis = ?
S (PbI2 en agua) =
9 Si ΔHºdis > 0 (endotérmica):
T↑
Kps ↑ S ↑
9Si ΔHºdis < 0 (exotérmica)
T↑
Kps ↓ S ↓
En la mayoría de los casos, S aumenta con un aumento de
temperatura (la disolución es un proceso endotérmico).
1.2×
1.2×10-3
M
Ión común
Kps = 4S3
S (PbI2 en una disolución 0.1 M de KI) = 7.1×
7.1×10-7 M
PbI2 (s)
Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
S
Kps = S.(2S+0,1)2 como S <<< 0,1
2S + 0,1
Kps ≈ S.(0,1)2
2
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
La solubilidad de una sal poco soluble disminuye en
presencia de una sal que proporcione un ión común.
H2O
3- pH
Mg(OH)2 (s)
Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Si PH ↓ (agregado de H+)
Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente
carácter básico (OH-, base conjugada de un ácido débil).
Q < Kps
Q > Kps
CaF2 (s)
F-
(aq) +
H+
Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)
(aq)
HF (aq)
La solubilidad de las sales que contienen aniones
básicos aumenta con la disminución del pH.
¿La disminución del pH, aumentará la solubilidad del AgCl?
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Ejemplos:
9Disolución del esmalte dental, formación de caries.
Ca10(PO4)6(OH)2(s)
10 Ca2+(aq) + 6 PO43-(aq) + 2 OH-(aq)
hidroxiapatita
H+
Si aumenta la acidez, aumenta la solubilidad del esmalte
Si se añade
F-
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4- Formació
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 se conoce como ión complejo.
Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq)
se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s)
Ca10(PO4)6F2(s)
10 Ca2+(aq) + 6 PO43-(aq) + 2 F-(aq)
Ka HF ≈ 10-4, Kw = 10-14
El F- es una base mucho más débil que el OH9Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos
CaCO3 (s)
Ca2+ +
CO32- + H+
HCO3-
CO32-
AgCl (s)
AgCl (s) + 2 NH3 (aq)
Keq = Kf.Kps
Ag(NH3)2+ (aq)
Ión complejo
Kf
Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Kps
Ag(NH3)2+ (aq) + Cl- (aq)
Kf >> 1 → Keq >> Kps → S ↑
La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobre
el aumento de la solubilidad del AgCl.
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Disolución saturada:
Ag+(aq) y Cl- (aq)
Disolución
Ag(NH3)2+ (aq) y Cl- (aq)
Precipitado AgCl (s)
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