Equilibrio de solubilidad

2º de Bachillerato
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
Indice
1. Equilibrios heterogéneos.
2. Solubilidad.
Reglas de solubilidad.
3. Reacciones de precipitación.
4. Producto de solubilidad.
5. Factores que modifican la solubilidad.
Efecto del ión común
Cambios de pH
Formación de complejos
Oxidación o reducción de iones.
Departamento de Física y Química
2
1. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
 Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos
como productos se encuentran en el mismo estado físico.
En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la
reacción se distinguen varias fases o estados físicos,
hablaremos de reacciones heterogéneas.
 Tanto los sólidos como los líquidos son muy poco dilatables
y su concentración se incluye en la constante de equilibrio.
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) se
trata de un equilibrio heterogéneo.
 Por ejemplo, la reacción:
Cuya constante de equilibrio es Kc
Departamento de Física y Química
CO2( g )
CaO( s )
CaCO3( s )
3
 Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias
sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, al igual que las
densidades de sustancias puras (m/V) son también
constantes.
 Por ello, agrupando las constantes en una sola la constante
de equilibrio queda:
Kc
 Análogamente:
Kp
CO2( g )
pCO2
 En la expresión de KC de la constante de equilibrio sólo
aparecen las concentraciones de gases y sustancias en
disolución, mientras que en la expresión de Kp únicamente
aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas.
Departamento de Física y Química
4
En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico,
NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono
cuando se evapora a 25 ºC. Sabiendo que la constante KP para el
equilibrio NH4CO2NH2(s)  2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura
vale 2,3·10-4. Calcular KC y las presiones parciales en el equilibrio.
Dada la reacción: NH 4CO2 NH 2( s )  2 NH 3( g )
CO2( g )
moles iniciales:
no
moles equilibrio:
n0
x
2x
x
Luego pNH3 =2 pCO2 ya que la presión parcial es directamente
proporcional al nº de moles.
2
NH 3
Kp
p
pCO2
Kp
Kc RT
2,3 10
n
Kc
-4
3
CO2
4p
pCO2
3,86 10
2
atm
pNH3
7, 72 10
2
atm
2,3 10-4 (0, 082 298)
Departamento de Física y Química
3
Kc 1,58 10
8
5
2. Solubilidad
 Es la concentración de una disolución saturada, en equilibrio
con el soluto sin disolver.
 La solubilidad está relacionada con la polaridad de los solutos y
disolventes.
 El proceso de disolución va acompañado de un aumento de
entropía.
 La solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura.
 La solubilidad de los gases disminuye con la temperatura.
 No hay ninguna sustancia completamente insoluble.
Departamento de Física y Química
6
Reglas de solubilidad
 Los sulfuros e hidróxidos son todos insolubles, excepto los de
amonio, metales alcalinos y algunos alcalinotérreos.
 Los sulfitos, fosfatos y carbonatos son todos insolubles, excepto
los de amonio y metales alcalinos.
 Los sulfatos son todos solubles, excepto los de Sr2+, Ba2+ y Pb2+.
 Los haluros son todos solubles, excepto los de Ag+, Pb2+, Hg2+ y
Cu+.
 Los nitratos y acetatos son todos solubles.
Departamento de Física y Química
7
Departamento de Física y Química
3. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.
 Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.
 La fase sólida contiene una sustancia poco soluble
(normalmente una sal).
 La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación
de la sustancia sólida.
 Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.
 Las sales en disolución están completamente disociadas.
AgCl( s )
Ag ( aq ) Cl( aq )
8
4. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps)
 Incluso en las sustancias más insolubles hay siempre
una pequeña porción de partículas en la disolución en
equilibrio con el soluto sin disolver.
 La concentración del sólido sin disolver permanece
constante y se integra dentro de la constante de
equilibrio.
An Bm ( s )
inicialmente
nA(maq )
mB(naq )
ns
ms
C0
equilibrio
Co
s
m
( aq )
La constante de equilibrio: Kps = A
Kps
n
(n s ) (m s )
m
s
m n
n
n
( aq )
B
m
Kps
nn mm
Departamento de Física y Química
9
PbI 2( s )
Pb(2aq )
2 I ( aq )
2
( aq )
La constante de equilibrio: Kps = Pb
Si Kps
2
( aq )
Pb
2
( aq )
Si Kps = Pb
Si Kps
2
( aq )
Pb
I ( aq )
I ( aq )
I ( aq )
2
2
2
I ( aq )
2
la sal estará completamente disuelta.
la sal estará en equilibrio a punto de precipitar.
la sal precipitará.
 El producto de la concentración de los iones en disolución
nunca podrá ser superior al producto de solubilidad.
 Cuando este producto sea mayor los iones se unirán y formarán
el sólido que precipitará y se separará de la disolución hasta
que el producto de la concentración de los iones en disolución
iguale el producto de solubilidad.
Departamento de Física y Química
10
Departamento de Física y Química
Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo Kps =
1,7·10-10 a 25 ºC al añadir a 250 cm3 de cloruro de sodio 0,02 M a 50
cm3 de nitrato de plata 0,5 M.
El equilibrio de precipitación es:
AgCl( s )
La constne de equilibrio: Kps = Ag ( aq )
nCl
VCl M Cl
nAg
VAg M Ag
Ag ( aq )
Cl( aq )
Ag ( aq ) Cl( aq )
Cl( aq )
0, 250 0, 02 0, 005 moles
Cl
0, 050 0,5 0, 025 moles
Ag
1, 67 10
2
8,33 10
2
1,38 10
3
0, 005
1, 67 10 2 M
0,3
0, 025
8,33 10 2 M
0,3
Kps y precipitará.
En disolcuión solo puede existir el producto de solubilidad de los iones.
AgCl( s )
equilibrio
1, 7 10
Ag ( aq )
10
Ag( aq )
x
8,33 10
2
= 8,33 10
6, 63 10
2
Cl( aq )
2
x 1, 67 10
M y
Cl( aq )
x 1, 67 10
2
x
x
2,55 10
2
x
Kps = Ag ( aq )
Cl( aq )
0,01669 y en disolcuión habra:
9
M
11
Departamento de Física y Química
5. FACTORES QUE MODIFICAN LA
SOLUBILIDAD
 Además de la temperatura, existen otro factores que
influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de
uno de los iones de un electrolito poco soluble.
Estos son:
 Efecto ion común.
 pH.
 Formación de un ácido débil.
 Formación de una base débil.
 Formación de complejos estables.
 Reacciones redox.
12
Departamento de Física y Química
¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de
plata hasta una concentración final 0,002 M? Kps=1,7·10-10
EFECTO ION COMÚN
El equilibrio de precipitación es: AgCl( s )
Ag( aq ) Cl( aq )
s
La constante de equilibrio: Kps = Ag ( aq )
La solubilidad del AgCl es s
1, 7 10 10
Cl( aq )
s
s
s2
s
Kps
1,3 10 5 M
Si ahora se añade AgNO3 hasta una concentración de plata de 0,002 M
El nitrato está completamente disuelto: AgNO3( s )
el equilibrio se modifica.
AgCl( s )
NO3( aq )
0, 002 M
0, 002 M
Ag ( aq ) Cl( aq )
0, 002
La constante de equilibrio: Kps = Ag ( aq )
Ag ( aq )
Cl( aq )
s
0, 002 s
s
Kps
0, 002
1, 7 10 10
La solubilidad del AgCl ahora es s
s 8,5 10 8 M
0, 002
Y la solunilidad ha disminuido por añadir un ion común a la disolcuión.
13
Departamento de Física y Química
 Cuando a una disolución de un electrolito poco soluble se
añade un ión en común procedente de otro electrolito la
solubilidad disminuye.
 Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble
añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la
concentración de éste aumentará.
 Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir
para que el producto de las concentraciones de ambos
permanezca constante.
 Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad,
que mide la máxima concentración de soluto disuelto,
disminuirá en consecuencia.
14
Se tiene una disolución saturada de bromuro de plata cuya
Kps=5,2·10 13 ¿Cuál será la nueva solubilidad si a ½ litro de disolución
saturada se le añaden 0,2 ml de una disolución 0,001 M de bromuro de
potasio?
Inicialmente solo se tiene una disolución saturada de AgBr
AgBr( s )
Ag ( aq )
s
Kps
s2
Br( aq )
s
s
la constante de equilibrio: Kps = Ag ( aq )
Kps La solubilidad del AgBr es s
5, 2 10
13
Br( aq )
s
7, 2 10
7
M
Si ahora se añade KBr , esta sal se encuentra totalmente disuelta y añade Br a la disolcuión.
AgBr( s )
Ag ( aq )
Br( aq )
s'
0, 2 10 3 0, 001
s'
0,5
La constante de equilibrio: Kps = Ag ( aq )
s ' 5, 48 10
7
M y
Ag ( aq )
Br( aq )
5, 48 10
7
M
5, 2 10
y
13
Br( aq )
Departamento de Física y Química
s ' ( s ' 4 10 7 )
9, 48 10
7
M
15
INFLUENCIA DEL pH
Calcule la solubilidad del hidróxido de magnesio
a) En agua pura
b) En una disolución 0,1 M de NaOH
c) Si a una disolución 10-8 M de iones Mg2+ se le añaden
iones OH- y CO32- en igual cantidad ¿Qué precipita antes
el carbonato o el hidróxido?
d) Si se añade HCl ¿aumentará o disminuirá la solubilidad
del hidróxido?
Kps[Mg(OH)2]=8,5·10-12 y Kps[MgCO3]=1,0·10-15
a)
Mg (OH ) 2( s)
Mg(2aq)
2OH( aq)
s
2s
2
La constante de equilibrio: Kps
s (2 s)
b)
Mg (2aq )
Mg (OH ) 2( s )
s'
s
3
8,5 10
4
12
s 1, 28 10
4
M
2OH ( aq )
2 s ' 0,1
2
La constante de equilibrio: Kp
s
s
'
(2
s
'
0,1)
s ' 8,5 10
Departamento de Física y Química
10
M
16
c)
Kps
Mg
2
( aq )
OH ( aq )
2
MgCO3( s )
Kps
Mg (2aq )
Mg (OH ) 2( s )
Mg
2
( aq )
2
3( aq )
CO
OH ( aq )
2OH ( aq )
Kps
Mg (2aq )
8,5 10
10 8
12
0, 03 M
Mg (2aq ) CO3(2 aq )
2
3( aq )
CO
Kps
Mg (2aq )
1, 0 10
10 8
15
1, 0 10
7
M
y precipita mucho antes el carbonato.
d) Si se añade un ácido, los H liberados por el ácido en disolcución reaccionan
inmendiatamente con los OH del hidróxido de magnesio neutralizándose
(produciendo agua) y disolviendo completamente la base.
Mg (OH ) 2( s )
HCl( aq )
Mg (2aq )
2OH ( aq )
H ( aq ) Cl( aq )
Mg (OH ) 2( s ) + 2HCl( aq )
Mg (2aq )
2 Cl( aq )
H 2O( l )
Departamento de Física y Química
17
Formación de un ácido débil
Equilibrio de solubilidad:
BA( s )
B( aq )
A( aq )
Equilibrio de ácido débil:
HA( aq )
H ( aq )
A( aq )
Si el anión A en que se disocia un electrolito poco soluble
forma un ácido débil HA, al aumentar la acidez o [H+] el
equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la
izquierda, en consecuencia disminuye [A ] con lo que se
disuelve más electrolito BA.
Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO3, se formará
H2CO3, ácido débil, y al disminuir [CO32 ], se disolverá más
ZnCO3, pudiéndose llegar a disolver por completo.
Departamento de Física y Química
18
Formación de una base débil.
Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el
catión NH4+.
NH Cl
NH
Cl
4
Equilibrio de la base débil:
(s)
NH 4OH ( aq )
4( aq )
( aq )
NH 4( aq ) OH ( aq )
Al añadir una base fuerte, los iones NH4+ reaccionan con los
OH formándose NH4OH, desplazando el equilibrio de la base
hacia la izquierda. Haciendo desaparecer el ión NH4+ y
aumentando la solubilidad de la sal.
Departamento de Física y Química
19
Departamento de Física y Química
FORMACIÓN DE UN COMPLEJO ESTABLE.
Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo
o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH)4] , [Zn(CN)4]2 , [AlF6]3 , [Ag(NH3)2]+.
De esta manera, se pueden disolver precipitados
añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos
insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que se forma el
catión [Zn(CN)4]2 , que es muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+,
con lo que se disolverá más Zn(OH)2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl
añadiendo amoniaco.
20
Departamento de Física y Química
OXIDACIÓN O REDUCCIÓN DE IONES.
Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de
solubilidad se oxida o se reduce como consecuencia de añadir
un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá.
En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se
desplazará hacia al derecha, disolviéndose en mayor cantidad.
Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que
éste es oxidante y oxida el S2 a S0.
3 CuS + 2 NO3 + 8 H+  3 S0 + 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
21