CAPÍTULO 6: EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD

C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 113 CAPÍTULO 6: EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD El equilibrio de solubilidad es otro de los capítulos importantes que rigen el desempeño de la química analítica. Considerando los principios de equilibrio químico, se establecerán las relaciones que rigen este tipo de equilibrio heterogéneo. Se establecerán las condiciones de precipitación y solubilidad de diferentes electrólitos. Asimismo se establecerán los factores que rigen la solubilidad de las sustancias. Finalmente, se evaluará la solubilidad en presencia de iones comunes y no comunes a los electrolitos en solución. Objetivos del Capítulo 1. Aprender a calcular la solubilidad de electrólitos. 2. Discriminar entre sustancias menos y más solubles. 3. Definir el principio y final de una precipitación. 4. Determinar concentraciones de especies en solución y en fase sólida. 5. Calcular la solubilidad de electrólitos en presencia de iones comunes y no comunes. 6. Introducción Las reacciones de precipitación son importantes en la industria, la medicina y la vida diaria. Por ejemplo, la preparación de muchos productos químicos industriales esenciales como el carbonato de sodio (Na2C03) se basa en reacciones de precipitación. Cuando el esmalte de los dientes, que está formado principalmente por hidroxiapatita [Ca5(P04)30H], se disuelve en un medio ácido, se producen caries. El sulfato de bario (BaS04), un compuesto insoluble opaco a los rayos X, se utiliza para el diagnóstico de trastornos del tracto digestivo. Las estalactitas y estalagmitas, que están constituidas de carbonato de calcio (CaC03), son producto de una reacción de precipitación. Los equilibrios ácido‐base son equilibrios homogéneos, donde sólo se presentan especies en solución por lo cual se tiene una sola fase (acuosa). Existen otro tipo de reacciones en equilibrio en la que se disuelven y precipitan sustancias ligeramente solubles. Tales procesos son ejemplos de equilibrios heterogéneos, es decir, los componentes de la reacción están presentes en más de una fase (sólida/acuosa). QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 114 La aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, bien por adición de un reactivo que forme un producto insoluble con alguno de los iones de la disolución, o bien por concentración del mismo líquido hasta sobrepasar la saturación, recibe el nombre de precipitación y se llama precipitado al producto sólido que se ha generado. Podemos considerar el proceso de precipitación como un fenómeno por el cual se cambia el tamaño de las partículas, cuando pasan de un tamaño de partícula de 10‐7 cm (soluciones) a tamaños mayores a 10‐4 cm (suspensiones). Debido a este cambio de tamaño en la partícula, el fenómeno de precipitación, así como el de disolución de precipitados, ocupan un lugar importante en Química Analítica Cualitativa, siendo dos sus principales aplicaciones, identificaciones y separaciones. Así muchas especies químicas pueden ser identificadas por los precipitados que forman y en algunos casos por el color del precipitado. Por otro lado, antes de llegar a la identificación de una especie, suele ser necesaria la separación de otras especies interferentes en las que también puede tomar lugar la precipitación. 6.1. Solubilidad y Producto de Solubilidad La solubilidad de una sustancia a una determinada temperatura, está definida como la concentración de la sustancia en una solución saturada, esto es, una solución que está en equilibrio con el sólido insoluble. Cuando se tiene un sólido en presencia de una disolución, en equilibrio con las especies disueltas, la cantidad o concentración del sólido contenido en la disolución determina su solubilidad, expresándose normalmente esta en g/L ó mol/L. Para un electrólito MA que se disuelve y se disocia según las siguientes ecuaciones: ó
↓   Se alcanzará una situación de equilibrio dinámico entre el sólido y los iones en solución. Como la actividad del sólido, es prácticamente constante, también deberán ser constantes la actividad de la parte soluble no disociada y el producto de las actividades iónicas: [MA]= cte.; [M+] ∙ [A‐] = cte. = Kps En forma logarítmica: QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 115 Por tanto en un proceso de precipitación, el equilibrio está caracterizado por la constancia del producto de las actividades, a una temperatura fija. La constante Kps recibe el nombre de Producto de Solubilidad. Si la solubilidad es pequeña, la disolución saturada es muy diluida y las actividades pueden ser igualadas a las concentraciones. Kps = [M+] ∙ [A‐] = [M+] ∙ [A‐] ∙ ≅ 1  Kps = [M+] ∙ [A‐] y como En soluciones diluidas, el producto de las concentraciones iónicas (producto iónico), es constante. En el caso de un electrolito más complejo y de forma general: ↓  Kps = [Mn+]m ∙ [Am‐]n (el numero de cargas no es significativo) Así por ejemplo se tendrá que: ↓  1.
↓  2
2.
Kps = [Ag+] [Cl‐]  Kps = [Ag+]2 [
]  Kps = [Ca2+]3 [
]2 ↓  3
3.
 2
Tanto el producto de solubilidad como la solubilidad miden el mismo proceso de disolución. Cuando la parte soluble no disociada es pequeña y los iones no están sometidos a reacciones colaterales, la relación entre solubilidad y producto de solubilidad es sencilla: ↓
 Siendo S la solubilidad, por lo cual se tendrá el Kps en términos de solubilidad como: ∙
∙
  ∙
∙
 y ∙
E ‐ 53 Expresión que relaciona la solubilidad con el producto de solubilidad del precipitado MmAn. Ej‐1) Calcular la solubilidad en agua pura de a) AgCl, Kps = 10‐9.75; b) Ag2CrO4, Kps = 10‐11.4; c) Ca3(PO4)2, Kps = 10‐26. QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 116 ↓  a)
∙
    .
√10
 10
.
1.32
10
Esto es equivalente a decir que la solubilidad del AgCl es: .
10
b) Ag CrO ↓  2 Ag
i)
143.5 1 10 1 1.94 / CrO Considerando al ión Ag+: ∙
 ∙
  2
 2
 ii) Considerando al ión :  2
2
 ∙
4
iii) Considerando la relación general E‐58: ∙
.
2
  10
1.0
∙  10
4
 Esto es equivalente a decir que la solubilidad del Ag2CrO4 es: 10
c) ↓  3 ∙
 332 1 2
10 1  2
/  33.2 QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 117   3
 3
 ∙ 2
 27
 ∙4
2.47
10
108 Esto es equivalente a decir que la solubilidad del Ag2CrO4 es: 2.47
10
310 1 10 1 0.77 / De acuerdo a los resultados obtenidos, se debe notar que los valores de las constantes del producto de solubilidad Kps, no permiten de forma general, establecer si un compuesto es más soluble que otro. Esto solamente es válido cuando se comparan los Kps correspondientes en aquellos compuestos formados por el mismo número de iones. En el ejercicio anterior se tiene que: 1.0
10
.
1.0
.
10
1.0
10
2.47
10
Las solubilidades determinadas son: 1.32
10
1.0
10
Sin embargo, cuando los compuestos tienen el mismo número de iones, es posible predecir la mayor o menor solubilidad de los compuestos. Ej‐2) Compare la solubilidad relativa entre los siguientes compuestos conformados por un par de iones: PbSO4, CaCO3 y AgCl. 1.0
10
.
1.0
10
.
1.0
10
.
Y las solubilidades tendrán el mismo orden Entonces es comparable predecir la solubilidad de compuestos, siempre y cuando estos posean la misma cantidad de iones. QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 118 Considerando las magnitudes del Kps y S, veamos las aplicaciones analíticas que tiene el producto de solubilidad:  Condiciones de precipitación y disolución.  Comienzo y final de precipitación (o de disolución).  Precipitación fraccionada. 6.2. Producto Iónico y Precipitación Puesto que el Kps rige el equilibrio que se establece en una disolución saturada, si este equilibrio se rompe por disminución de las concentraciones iónicas de la parte disuelta, se disolverá más sólido hasta recuperar el equilibrio. Si aumentan dichas concentraciones iónicas, precipitará la parte disuelta hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Entonces: Kps < [M+] [A‐] la solución esta sobresaturada, se forma precipitado el cual no se disolverá. Se tienen dos fases, una sólida y otra en solución. Kps = [M+] [A‐] la solución está saturada, en esta mezcla en equilibrio no se forma precipitado y el precipitado presente no se disolverá. Kps > [M+] [A‐] la solución está insaturada, no se forma precipitado y el precipitado presente se disolverá. Se tiene una solución. 6.3. Comienzo y Final de Precipitación Consideremos un ión A‐, que puede precipitar con el ión M+ para dar MA↓. Si se añade progresivamente el ión M+ a la disolución que contiene A‐, la precipitación comienza cuando: No se puede hablar de un final de precipitación, porque la adición continuada de M+ aumenta de forma indefinida la cantidad de la forma sólida MA. Podría decirse que la precipitación no tiene final. Sin embargo, puede considerarse como final de la precipitación cuando la concentración inicial de A‐ se ha reducido notablemente a una milésima parte. [A‐]f = [A‐]i∙ 10‐3 Por tanto, el final de la precipitación se alcanzará cuando: QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 119 ∙ 10
De forma análoga se puede estudiar el proceso de disolución. Ej‐3) Calcular la concentración de Ag+ que determina el comienzo y el final de precipitación de AgCl, AgBr y AgI para una disolución que contiene los halogenuros en concentración 10‐2 M. Los valores de Kps: Ag Cl 10‐9.7; Ag Br 10‐12.3 Ag I 10‐16.1. Comienzos de precipitación: .
10
: .
10
: 10
.
.
10
10
.
10
: .
10
10
.
10
.
10
10
.
10
Finales de precipitación: .
10
: .
10
: .
10
: .
10
10
10
.
10
10
10
10
.
.
10
.
10
.
Ej‐4) Calcular que masa de Ba(IO3)2 se puede disolver en 250 mL de agua a 25°C. El Kps de la sal es de 10‐8.8. El equilibrio entre el sólido y sus iones en solución es: ↓  , que en términos de solubilidad será: Entonces el 2
2
 .
7.32
10
∙ 2
luego: , Luego, la cantidad que puede disolverse en 250 ml de agua serán: QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 120 250 7.32
10 1000 487 1 1000 1 89.12 6.4. Solubilidad y Especies Solubles En vista de las aplicaciones del producto de solubilidad, es necesario conocer qué factores pueden influenciar tanto el Kps como el producto iónico de las especies participantes del equilibrio. Existen sustancias muy solubles, solubles, poco y muy poco solubles, pero no existen sustancias totalmente insolubles. De manera general, se tiene que en agua pura y a 25°C (pH = 7) se tiene que: Son solubles:  Los cloruros metálicos, excepto: AgCl, Hg2Cl2, TiCl y PbCl2 (soluble en agua caliente).  Los sulfatos, excepto: BaSO4, PbSO4, SrSO4, Ag2SO4, Hg2SO4.  Los nitratos, percloratos y acetatos, excepto: CH3COOAg y KClO4. Son muy poco solubles:  Los sulfuros, los óxidos e hidróxidos, excepto aquellos de metales alcalinos y alcalino térreos.  Los carbonatos y fosfatos, excepto los formados con metales alcalinos. 6.4.1. Factores que afectan el valor de Kps El que una especie química sea más o menos soluble depende de la constitución de dicha especie, del disolvente en el que se disuelva y la temperatura. 6.4.2. Influencia de especies químicas Considerando que el caso general implica como disolvente al agua, se tienen básicamente dos tipos de compuestos que participan de estos equilibrios, los electrolitos iónicos y los electrolitos covalentes. En principio, los compuestos iónicos son mucho más solubles que los covalentes debido fundamentalmente al tipo de enlace que los mantiene unidos y a la fuerza necesaria para ponerlos solución (ionizarlos). La solubilidad de los compuestos covalentes, tiene que ver adicionalmente con la energía de hidratación de estos compuestos. Cuanto menor sea la fuerza de hidratación, más insolubles son los compuestos. Asimismo, la energía de hidratación está relacionada con la relación que guarda el radio iónico del catión con el radio iónico del anión; si la relación está próxima de la unidad, la QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 121 energía de hidratación será menor por lo que el compuesto será más insoluble. Véase el caso de sulfatos metálicos de la Figura 9. Figura 9. Variación de pKps frente a la relación de radios del catión/anión en sulfatos. 6.4.3. Influencia del disolvente Esencialmente se cumple que “lo semejante disuelve a lo semejante”, esto es, que un compuesto iónico polar será soluble en un disolvente polar, mientras que un compuesto covalente será soluble en un disolvente covalente. Otros factores que se deben considerar, son la constante dieléctrica del disolvente. En general, al incrementarse dicha constante, la solubilidad de los compuestos también se incrementa. Por otro lado la posibilidad de que el soluto forme especies complejas en el proceso de disolución, modifica su solubilidad, en algunos casos la aumenta y en otros la disminuye. 6.4.4. Influencia de la temperatura Debido a que el proceso de disolución es frecuentemente endotérmico, el aumento de temperatura incrementa la solubilidad de los precipitados. La solubilidad de algunos precipitados varía considerablemente con la temperatura. Así, se tiene en cuenta este fenómeno para la separación de cloruro de plomo, calentando la solución y solubilizando sólo el PbCl2. 6.5. Solubilidad en Presencia de Iones No Comunes Los iones y partículas no comunes a las especies en solución, pueden afectar el equilibrio de disociación de un compuesto poco soluble, de dos maneras: i) por el efecto sobre la fuerza iónica de QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 122 la solución y ii) por las reacciones químicas que pueden generar con los iones que forman este compuesto poco soluble. i)
Efecto sobre la Fuerza Iónica: Considerando el equilibrio general ↓  ∙
Considerando las actividades, el producto de solubilidad será: ∙
∙
En esta última relación se establece que como los coeficientes de actividad  disminuyen al aumentar la concentración de los iones no comunes, esto es, la fuerza iónica aumenta, lo cual hace que las concentraciones aumenten para mantener constante el valor de Kps. Por lo tanto, la solubilidad aumenta con la fuerza iónica. 1.0
Ej‐5) Determinar la solubilidad del BaSO4. .
10
. a) En agua pura: b) En una solución de AlCl3 y NaCl en concentraciones 1.0
10
y 1.0
10
respectivamente. a) En agua pura el BaSO4 genera el equilibrio: ↓    √1.0
10
.
10
.
1.04
10
Esta es la solubilidad del BaSO4 en agua pura. b) En la solución de AlCl3 y NaCl Primero se deben determinar las posibles reacciones que se pueden dar en solución, cuando estos dos compuestos se adicionan a la solución. Ambas sales se disocian completamente generando: 1.0 10
0 1.0 10
0 → 0
1.0 10
→ 0
1.0 10
3
3
0
1.0 10
0
1.0 10
Las posibles interacciones de los iones Al3+ y Na+ con los aniones sulfato, no generan especies poco solubles (insolubles), lo mismo ocurre con los iones Cl‐ que podrían reaccionar con los iones Ba2+, sin QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 123 generar especies insolubles. Esto permite establecer que las concentraciones finales de todos los iones en solución no se modifican afectando solamente en la fuerza iónica según: ∙
∙
∙
∙
El producto de ∙
que en el caso del BaSO4 será: ∙
que depende de las concentraciones de es una nueva constante las especies no comunes, denominada constante condicional y se la determina por: ∙
∙
Los coeficientes de actividad se calculan aplicando la ecuación E‐33: log γ
√
0.512 z √
Y la fuerza iónica es determinada a partir de la ecuación E‐20 (o la Tabla 4): 1
2
μ
CZ 6
1.0
Los coeficientes de actividad de log γ
log γ
2
10
6 1.0
y será: 0.512 2
4
2 1.6
10
1.6 10 2
10 0.225  γ
1.6 10 2
γ
0.596 Luego la constante condicional será: .
0.596∙ .
.
∙
Esto muestra que el valor de  3.01
es ligeramente mayor a 10
∙
, lo cual indica que hay un incremento en la solubilidad, debido a la presencia de iones no comunes que aumentan la fuerza iónica de la solución posibilitando una mayor solubilidad del BaSO4. Finalmente, la nueva solubilidad bajo estas condiciones será:   √3.01
QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA 10
10
.
1.74
10
LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 124 Que comparada con la solubilidad en agua pura (inciso a), se observa que la solubilidad se ha incrementado en un factor de 1.7 veces. ii) Efecto de la Reacciones Químicas: Considerando el equilibrio general ↓  Toda partícula que tenga un efecto (reaccione) con y/o con modificará la solubilidad de ↓. Considerando por ejemplo, al carbonato de calcio, cuyo equilibrio es: ↓  por ser una base generando:  Así, la 10 el cual está sujeto a las 4.79
Con un producto de solubilidad: posibles reacciones que pueda tener el se reducirá con el consiguiente incremento de la . En base a esta característica, está en función del pH, pudiendo disolverse se puede indicar que la solubilidad del completamente en medio ácido. 6.6. Solubilidad en Presencia de Iones Comunes Esta efecto en la solubilidad es mejor conocido como “Efecto de ión común”. El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta (precipitada). Este efecto tiene una función importante en la solubilidad de una sal poco soluble. Conviene tener en cuenta que, a pesar de su nombre particular, el efecto del ion común es sólo un caso especial del principio de Le Chatelier. Supongamos que se estudia una disolución en la que están disueltas dos sustancias que tienen un ion en común, por ejemplo, AgCl y AgN03. Además de la disociación del AgCl, el siguiente proceso también contribuye a la concentración total de los iones plata (el ion común) en la disolución: El equilibrio de solubilidad de AgCl es:  QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 125 Cuando se añade AgN03 a una disolución saturada de AgCl, el incremento de [Ag+] hará que el producto iónico sea mayor que el producto de solubilidad, el producto de solubilidad es una constante de equilibrio; la precipitación de un compuesto iónico a partir de una disolución se lleva a cabo siempre que el producto iónico sobrepase el valor de la Kps de esa sustancia. Para restablecer el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, como lo predice el principio de Le Chatelier, hasta que el producto iónico vuelva a ser igual a la Kps. El efecto que tiene añadir un ion común es, entonces, una disminución de la solubilidad de la sal (AgCl) en la disolución. Observe que en este caso, [Ag+] ya no es igual a [Cl‐] en el equilibrio, sino que [Ag+] > [Cl‐]. Ej‐6) Calcular la solubilidad del es 10
.
en una solución que es 0.020 M en , el Kps para . Las reacciones en equilibrio son: ↓  Cuyo valor de Por otro lado, el 2
2
,  se disocia según: 2
Entonces, hay dos fuentes de Ba2+, el y el , la contribución del primero es de , por lo tanto: 0.02 M y la del segundo es igual a la solubilidad molar ó 0.02
1
2
Reemplazando en la ecuación de Kps se tiene: 0.02
1
2
10
.
Esto implicaría resolver una ecuación cúbica, sin embargo, el pequeño valor de Kps, sugiere que la solubilidad del es pequeña, esto se confirma por el resultado obtenido en el Ej‐4. Adicionalmente, los iones bario procedentes del QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA reducirán aún más la solubilidad del LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 126 . Por lo tanto es razonable realizar la aproximación de que 0.02 es mucho mayor que , por lo que: 0.02
2.80
La suposición de que .
.
10
 .
.
es despreciable frente a 0.02, se confirma por: 100= 0.7% que es menor del 5%. Finalmente, la solubilidad del será:  2.80
10
Comparando la solubilidad del .
10
≅ 0.02  0.02
con una S = 1.4
10
1.4
10
en agua pura S = 7.32
10
y en presencia de se puede ver que la presencia de un ión común como disminuye la solubilidad del en un factor mayor a 5 veces. Finalmente podemos concluir que la presencia de iones adicionales a los presentes en un equilibrio de una especie poco soluble modifican su solubilidad según:  La solubilidad de una sal poco soluble se incrementa en presencia de iones no comunes.  La solubilidad de una sal poco soluble disminuye en presencia de iones comunes. Ej‐7) Determinar la solubilidad del CaF2 en una solución a la que se añade una solución de NaF de concentración 1x10‐3 M. El equilibrio inicial es: i)
 2
Determinamos su solubilidad en agua pura:  .
 10
.
2.15
10
Esta es la solubilidad del CaF2 en agua pura. ii) Ahora en presencia del ión común F‐, la solubilidad debe disminuir. El NaF se disocia según: QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 127 Las concentraciones de ambas partículas una vez disuelta la sal será de 1.0
10
, lo cual genera una fuerza iónica en la solución. Por la presencia del ión común, en este caso F‐, la concentración total de este ion en solución estará definida por la disociación del CaF2 más la concentración de F‐ procedente del NaF.  2
2
La porción de CaF2 disociada está definida por [Ca2+], que en términos de solubilidad es: 1
2
Entonces existen dos fuentes de F‐, el NaF contribuye con 1.0
10
y la contribución 2 , por lo tanto: del CaF2 es 2
2
1.0
10 Reemplazando en la ecuación de Kps se tiene:  2
1.0
10
Como primera aproximación podemos asumir que 1.0
2
.
.
2
 1.0
10
4.0
10
1.0
≅
.
.
10
10 » 2S, por lo que:  1.0
10
10
1.08
10 .
, este valor considerado en: 2
10
1.0
.
10
4.0
10
3.42
1.0
10
10
10
.
Ej‐8) ¿A qué valor de pH, podemos disolver 10 moles de CaCO3 en un litro de solución? La reacción de disolución del CaCO3 será: ↓  
QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA 
,
LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 128 El medio adecuado para la disolución del CaCO3, es el medio ácido, por lo tanto, una vez disuelto el ] = 10 M, asimismo: carbonato cálcico, [
10
y como .
.
10
.
, se puede calcular esta es la cantidad de : que se tiene en solución, sin que precipite el Ca2+, es la concentración máxima en equilibrio sin que precipite el CaCO3. La reacción que implica la disolución del CaCO3 es:  10
con .
Cuya constante ácida será: .
 10
.
.
 pH = 5.9 El pH inicial en agua pura es: √10
 .
10
.
 10
.
El pH de una base débil se calcula con la aproximación: ∙
.
∙
10
.
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 pH = 10 QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 129 6.7. Problemas 1. Calcular la solubilidad en agua de las siguientes sustancias, asumiendo que no ocurre ninguna reacción colateral (a) Fe(OH)3 (b) CaC2O4 (c) MgNH4PO4 d) Hg2Cl2 (e) Ce2(C2O4)3 2. Ordenar los siguientes compuestos en forma decreciente en función a su solubilidad en agua: AgBr, AgCl, AgI, Ag2CrO4, AgIO3, AgSCN 3. La solubilidad del yodato de plomo es 1.2 x 10‐3 g/100 mL. Calcular el producto de solubilidad. 4. Las solubilidades del Fosfato de Talio, Fosfato de Plomo y Fosfato Férrico son: 5.0, 0.00014 y 1.0 g/L. Calcular los productos de solubilidad. 5. Calcular las concentraciones de los iones metálicos en soluciones saturadas de: (a) CuS, (b) HgS, (c) PbS, (d) BaCrO4, (e) CaCrO4, (f) SrCrO4, (g) PbCrO4. 6. Calcular la solubilidad de (a) AgCl, (b) AgIO3 y (c) Ag2CrO4 en una solución de AgNO3 1.0 * 10‐2 M (los valores de pKps son: 9.66, 7.42 y 11.35 para (a), (b) y (c) respectivamente) 7. Ordenar las siguientes soluciones en función a su efecto en la solubilidad del CaSO4 (por ejemplo empezar en aquella en la que el CaSO4 es más soluble) (a) 0.1M CaCl2 (b) 0.05 M NaCl (c) 0.1 M Na2SO4 (d) 0.05 M Na2SO4 (e) agua pura 8. Calcular la solubilidad de Ag2O en: (a) 0.5 M de AgNO3, (b) 0.05 M de NaOH [Ag+][OH‐] = Kps = 10‐7.39 9. Calcular el número de gramos de fosfato de calcio que se disolverán en 100 ml de las siguientes soluciones: (a) 0.02M Ca(NO3)2 pKps = 25.75 (b) 0.02 M Na3PO4 pKps = 24.87 10. Una solución de AgNO3 se añade gota a gota y con agitación a 1.0 L de una solución que es 0.001M en KCl así como en K2CrO4. ¿Qué compuesto precipita primero? Calcular la concentración de todos los iones en solución, cuando el segundo compuesto empieza a precipitar. (pKps AgCl = 9.70, pKps Ag2CrO4 = 11.49) QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC C A P Í T U L O 6 : E Q U I L I B R I O D E S O L U B I L I D A D | 130 11. Una solución 0.05M de AgNO3 se añade a 500 mL de una solución que contiene 5.0 g de NaCl y 5.0 g de NaBr. a. ¿Cuál es la concentración de iones bromuro cuando el AgCl empieza a precipitar? (pKps AgCl = 9.52, pKps AgBr = 12.05) b. ¿Cuál es la concentración de iones cloruro cuando el AgBr empieza a precipitar? c. ¿Cuál es la concentración de iones cloruro y bromuro cuando 500 mL de AgNO3 han sido añadidos? (pKps AgCl = 9.48, pKps AgBr = 12.01) d. Calcular la relación cuando se ha añadido 1.0 L de AgNO3. (pKps AgCl = 9.52, pKps AgBr = 12.05) e. Calcular la relación cuando se han añadido 2.0 L de AgNO3. (pKps AgCl = 9.55, pKps AgBr = 12.08) 12. Se añade lentamente y con agitación AgNO3 sólido a 1.0 L de una solución que es 0.02 M en KI y 0.03 M en K2CrO4. Calcular la relación cuando: a. Se han añadido 0.08 moles de AgNO3, pKps AgI = 15.61, pKps Ag2CrO4= 10.96 b. Se han añadido 0.16 moles de AgNO3, pKps AgI = 15.50, pKps Ag2CrO4= 10.63 13. Calcular el porcentaje de cloruro que no precipita cuando Ag2CrO4 empieza a precipitar, por la adición de AgNO3 sólido a una solución que es 0.005 M tanto en cloruro como en cromato. (pKps AgCl = 9.64, pKps Ag2CrO4= 11.29) 14. Calcular la en una solución saturada con respecto tanto a AgBr y AgSCN (pKps AgBr = 12.28, pKps AgSCN = 12.00) 15. ¿Cuál es la concentración de Na2CO3 que sería necesaria para transformar 1.0 mmol de BaSO4 completamente en BaCO3 si el volumen de la solución empleada es 100 mL? (emplear los valores de Kps de las tablas de constantes y considera que la fuerza iónica afectará el valor de ambos Kps en la misma extensión.) QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA LFCC