EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Análisis de la solubilidad

Cátedra de Introducció
Introducción a la Quí
Química – Ciencias Naturales (UNLP)
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
Solubilidad de un soluto en un disolvente:
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
9 Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una
cantidad fija de disolvente, a determinada temperatura
Bibliografí
Bibliografía:
“Quimica General“
General“- R. Petruci,
Petruci, W.S.
W.S. Harwood y F.Herring.
F.Herring.
“Principios de Quí
Química”
mica”- P. Atkins y L. Jones.
Jones.
“Quí
Química la Ciencia Central”
Central”- T.Brown,
T.Brown, H.Lemay y B. Bursten.
Bursten.
9 Cantidad de soluto necesaria para formar una
disolución saturada en una cantidad dada de disolvente, a
determinada temperatura.
"Quimica"
Quimica" R. Chang.
Solubilidad (S)
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
concentració
concentración
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
< S → solución insaturada
= S → solución saturada
> S → solución sobresaturada
Ejemplo NaCl en agua a 0ºC
30 g de NaCl /100 ml de agua
gramos soluto / 100 ml disolvente
gramos soluto / l disolución
moles soluto / l disolución (S molar)
S = 35,7 g/100 ml agua
40 g de NaCl /100 ml de agua
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
35,7 gr disueltos
Insaturada
4,3 gr no
disueltos
Saturada
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
EQUILIBRIOS
DESOLUBILIDAD
SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DE
Equilibrio que se establece entre un compuesto iónico
poco soluble y sus iones en disolución.
Reacciones de precipitació
precipitación: Aquéllas que dan como
resultado la formación de un producto insoluble.
Precipitado: Sólido insoluble que se
forma por una reacción en disolución.
Al agregar
un soluto
al solvente:
Al mezclar dos sales solubles que
forman un precipitado
PbCl2 + K2CrO4
PbCrO4 + 2 Cl- + 2K+
Equilibrio
vdisolución = vprecipitación
AgCl (s)
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
Equilibrio heterogéneo: entre 2 fases (sólido y solución saturada)
PbCrO4(s)
Pb2+(ac) + CrO42-(ac)
Solubilización
Precipitación
1
CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps
(Kps))
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD vs SOLUBILIDAD
Kps:
Kps: Constante de equilibrio para el equilibrio que se
establece entre un soluto só
sólido y sus iones en una disolució
disolución
saturada.
Pb2+(ac)
PbCrO4(s)
+
CrO42-(ac)
Kc=
Kc= [Pb2+][CrO
][CrO42-] = 2,0 x 10-14 = Kps
Recordar: los sólidos puros no intervienen en la expresión de
Kc, por ser su concentración constante.
Ejemplos: Escribir la ecuación para el equilibrio de solubilidad
y la expresión de Kps para: a) CaF2, b) Ca3(PO4)2
Ca2+ (ac) + 2 F- (ac)
a) CaF2 (s)
Kps y solubilidad
9Constante del producto de
solubilidad (adimensional).
9Concentración de una
solución saturada (g/ml, M)
9Sólo varía con T
9Es afectada por diversos
factores (además de T)
Están relacionadas, se puede obtener una a partir de la
otra:
SS
Kps = [Ca2+][F-]2 = 4,0 x 10-11
S(molar)
S(molar)
3 Ca2+ (ac) + 2 PO43- (ac)
b) Ca3(PO4)2 (s)
Kps =
[Ca2+]3[PO43-]2
CÁLCULO DE KPS A PARTIR DE DATOS DE SOLUBILIDAD
CaC2O4(s)
Ca2+(ac) + C2O42-(ac)
Ca2+(ac) + C2O42-(ac)
X
[Ca2+]
=
temperatura? (PM: 128 g/mol)
CaC2O4(s)
KKps
ps
Recordar: Concentración molar del compuesto
en una solución saturada.
= 1,2 x 10-26
La solubilidad del oxalato de calcio (CaC2O4) a cierta
temperatura es 6,1x10-3 g/l de solución. ¿Cuál es su Kps a esa
[[ ]]eq
eq
[C2O42-]
=X
X
X = S(molar) = SM = 4,76x10-5 mol/l
Kps = [Ca2+][C2O42-] = X.X = X2 = SM2
Kps ?
Kps = (4,76x10-5)2 = 2,27 x 10-9
Kps = [Ca2+][C2O42-]
Esquema de conversión
SS
S(molar)
S(molar)
Dato: S = 6,1 x 10 − 3 g / l
SM = 6,1 x 10 − 3 g / l x
[[ ]]eq
eq
→ SM =
KKps
ps
S(g / l)
= mol / l
PM(g / mol)
1 mol
= 4,76x10 -5 mol/l CaC2O 4
128 g
CALCULO DE SOLUBILIDAD
A SOLUBILIDAD
PARTIR DEL VALOR DEL KPS
EQUILIBRIO DE
4x10-11.¿Cual
El Kps del CaF2 a 25ºC es
es su solubilidad
en g/litros de solución a esa temperatura?
CaF2(s)
Ca2+(ac) + 2F-(ac)
X
2X
Se disuelven X moles de CaF2 => SM(molar) = X
Kps =
[Ca2+].[F-]2
Kps =
X . (2X)2 = 4X3
Kps = 4SM3 = 4x10-11
SM = 2,15 x 10-4 mol/l
S = 2,15 x
10-4 mol/l
PM = 78 g/mol
x 78 g/mol
S = 1,68 x 10-2 g/l
De la estequiometría
[Ca
2+
1 mol Ca 2+ 4,76 x10 −5 mol CaC2O 4
]=
.
= 4,76x10 − 5 M
1 mol CaC2O 4
1l
[C2O24- ] =
1 mol C2O24- 4,76 x10 − 5 mol CaC2O 4
.
= 4,76 x10 − 5 M
1 mol CaC2O 4
1l
PRODUCTOEQUILIBRIO
DE SOLUBILIDAD
vs SOLUBILIDAD
DE SOLUBILIDAD
Sal
Kps
SM (mol/l)
S (g/l)
CaC2O4
2,27 x 10-9
4,76 x 10-5
6,1 x 10-3
CaF2
4,0 x 10-11
2,15 x 10-4
1,68 x 10-2
Importante!
9 Menor valor de Kps no siempre implica menor S.
CaC2O4: SM = (Kps)1/2 ; CaF2: SM = (Kps/4)1/3
9 Solo pueden compararse en forma directa las sales
con igual estequiometría ⇒ sus SM están relacionadas
de la misma forma que sus valores de Kps.
Por ejemplo, comparar: AgCl (Kps = 1,8.10-10), AgBr( Kps =
3,3,10-13) y AgI ( Kps = 1,5,10-16).
S (AgCl) > S(AgBr) > S( AgI) ;
En todas: S = (Kps)1/2
2
Equilibrio de solubilidad
PREDICCIÓN DE PRECIPITACIÓN
Consideremos el siguiente equilibrio de solubilidad:
Se mezclan dos disoluciones que contienen dos iones que
pueden formar una sal insoluble (AB).
AgCl (s)
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
AB(s)
Kps = [Ag
[Ag+].[Cl
].[Cl-] = 1,6.10-10
Kps =[A+].[B-]
¿Cómo determinar si se formará un precipitado?
Si el sistema no está en equilibrio
Qps = [Ag
[Ag+]0.[Cl
.[Cl-]0 ;
A+ (ac) + B- (ac)
Comparar: Qps con Kps
Qps≠ Kps
Q = KPS → Equilibrio: Solución saturada.
Qps < Kps
Qps = Kps
Qps > Kps
Q > KPS → Solución sobresaturada, el exceso precipita
(se desplaza hacia la izquierda).
Q < KPS → Solución no saturada, la precipitación no
puede ocurrir.
Equilibrio
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
1- Temperatura
Afecta a Kps, dado que es una constante de equilibrio.
A- (ac) + B+ (ac)
T↑
Kps ↑ S ↑
9Si ∆Hºdis < 0 (exotérmica)
T↑
Kps ↓ S ↓
En la mayoría de los casos, S aumenta con un aumento de
temperatura.
Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
S
S=
7,1x10 − 9
2S + 0,1
(0,1)2
= 7,1x10
−7
Ión común
Kps = [Pb2+].[I-]2 = S. (2S)2 = 4S3
S (PbI2 en agua) = 1,2x10-3 M
3- pH
Mg(OH)2 (s)
Mg2+ (ac) + 2 OH- (ac)
Si PH ↓ (agregado de H+)
M
Reacción de neutralización:
PbI2 + KI
Conclusión:
PbI2 en agua
K+ (aq) + I- (ac)
El equilibrio se desplaza ←, disminuye la
solubilidad de la sal.
Kps = S.(2S + 0,1)2 como S <<< 0,1
Kps ≈
Pb2+
I-
FACTORES
QUE AFECTAN
LA SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO
DE SOLUBILIDAD
S(PbI2 en una disolución 0,1 M de KI) = ???
S.(0,1)2
Pb2+ (ac) + 2 I- (ac)
KI (s)
∆Hºdis = ?
9 Si ∆Hºdis > 0 (endotérmica):
PbI2 (s)
PbI2 (s)
Kps = 7,1x10-9
Al agregar una sal que
contiene un ión en común:
Para la reacción de disolución:
AB (s)
FACTORES
QUE AFECTAN
LA SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO
DE SOLUBILIDAD
2- Efecto del ió
ión comú
común
La solubilidad de una sal
poco soluble disminuye en
presencia de una sal soluble
que proporcione un ión
común.
2OH- + 2H+ → 2H2O
Consecuencia:
La reacción se desplaza →∴ aumenta la solubilidad de la sal.
9 Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente
carácter básico (OH-, base conjugada de un ácido débil).
3
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Ca2+ (ac) + 2 F- (ac)
Si PH ↓ (agregado de H+)
F- (ac) + H+ (ac)
HF (ac)
Ca10(PO4)6(OH)2(s)
hidroxiapatita
SM(CaF2)x103(mol/l)
CaF2 (s)
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Ejemplos:
9Disolución del esmalte dental, formación de caries.
Si se añade F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s)
Ca10(PO4)6F2(s)
La solubilidad de las sales que
contienen aniones básicos aumenta
con la disminución del pH.
pH
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
4- Formació
Formación de iones complejos.
complejos.
Recordar: La unión de un ión metálico (ácido
de Lewis) con una (o más) bases de Lewis se
conoce como ión complejo.
Ka HF ≈ 10-4, Kw = 10-14
El F- es una base mucho más débil que el OHCaCO3 (s)
Ca2+ + CO32-
CO32-
HCO3-
+
H+
Disolución saturada:
Ag+(ac) y Cl- (ac)
+ NH3
SM(AgCl)
(AgCl) en agua:
1,3x10-5 M
Disolución
Ag(NH3)2+ (ac) y Cl- (ac)
Kps
Kf
Ag+ (ac) + 2 NH3 (ac)
Ag(NH3)2+ (ac)
AgCl (s) + 2 NH3 (ac)
Ag(NH3)2+ (ac) + 2 Cl- (ac)
Ión complejo
Keq = Kf.Kps
10 Ca2+(aq) + 6 PO43-(aq) + 2 F-(aq)
9Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos
¿La disminución del pH, aumentará la solubilidad del AgCl?
Ag+ (ac) + Cl- (ac)
H+
Si aumenta la acidez, aumenta la solubilidad del esmalte
Conclusión:
AgCl (s)
10 Ca2+(aq) + 6 PO43-(aq) + 2 OH-(aq)
SM(AgCl)
(AgCl) en
NH3(0,1M): 4,6x10-3 M
Kf >> 1 → Keq >> Kps → S ↑
La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobre
el aumento de la solubilidad del AgCl.
Precipitado AgCl (s)
4