SESION 8 EQUILIBRIO PRECIPITACIÓN

EQUILIBRIO

QUÍMICO

Equilibrio de precipitación

Dra. Mercy Sugey Dzul Erosa

Verano 2011

Formación de estalactitas y estalagmitas

AgCl↓

• La solubilidad es unamedida de la capacidad deuna determinada sustanciapara disolverse en otra.Puede expresarse enmoles por litro, en gramospor litro, o en porcentajede soluto (%w/v).

• Precipitación es unareacción química en la cualse produce un sólido apartir de líquidos.

AgNO3NaCl

Equilibrios que involucran más de

una fase: solubilidad y precipitación

Importancia de estos equilibrios comobase de las técnicas de separación

Importancia de los equilibrios de precipitación

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

vdisoluc = vcristaliz Equilibrio

Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima cantidad

de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de

disolvente a una temperatura dada.

Ag+ Cl- AgCl(ac)

AgCl(s)

Ag+ Cl-

Solubilidad de compuestos iónicos y no iónicos

Solubilidad de un soluto en un disolvente dado

Cantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada

en una cantidad dada de disolvente.

Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una

cantidad fija de disolvente.

[p.ej. NaCl en agua a 0ºC s = 35.7 g por 100 mL agua]

Si disolvemos menos cantidad

disolución no saturada

sgramos soluto / 100 mL disolvente

gramos soluto / L disolución

moles soluto / L disolución (Molar)

Sólidos

iónicos

cristalinos

• Solubles (s 2×10-2 M)

• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 2×10-2 M)

• Insolubles (s 10-5 M)

PbI2 (s) Pb2+(aq) + 2 I- (aq)

• Dinámico

• Heterogéneo

• Reacción directa: disolución

• Reacción inversa: precipitación

[ Equilibrios de solubilidad]

[ Equilibrios de precipitación]

Reacciones de precipitación: Aquéllas que

dan como resultado la formación de un

producto insoluble.

Precipitado: Sólido insoluble que se forma

por una reacción en disolución.

SOLUBILIDAD MOLAR (mol/L) es el número de moles de soluto disueltos en

1L de solución saturada.

SOLUBILIDAD (g/L) es el número de gramos de soluto disueltos en 1L de

solución saturada.

Solubilidad del compuesto

Solubilidad molar del

compuesto

Concentraciones de los cationes

y aniones

Kps del compuesto

Kps del compuesto

Concentraciones de los cationes

y aniones

Solubilidad molar del

compuesto

Solubilidad del compuesto

SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

MmAn(s) mM + nA

nm AM

n

A

m

MT

sa

aaK

Al tratarse de sustancias poco solubles, las disoluciones de sus iones seránsiempre diluidas, con lo que, si no hay otras sustancias, las soluciones desus iones serán siempre diluidas.

nm AM

n

A

m

MT

sa

aaK

nn

SK [A][M]

Producto de solubilidad

EQUILIBRIO ENTRE UN PRECIPITADO Y SUS IONES EN DISOLUCIÓN

Equilibrios de solubilidad

BaCl2 ↓◄====►BaCl2(ac) ◄====► Ba2+ + 2Cl-

S0 S 2SL

S0 = Solubilidad intrínseca. Es la concentración del compuesto que

está soluble en forma neutra por efecto de la solvatación del disolvente.

En muchas ocasiones S0 « SM

En este curso, S0 será

despreciable en todos los

ejercicios

Solubilidad

Solubilidad y producto de solubilidad

AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) KS=KPS = [Ag+][Cl-]

[Concentraciones en el equilibrio]

Producto de

solubilidad

Bi2S3 (s) 2 Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)

KPS = [Bi3+]2 [S2-]3

Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:


[ ]o - -

[ ]eq s s 10-9.7=KPS = [Ag+][Cl-] = s2

KPS = (2s)2 (3s)3 =10-71.8

Si KPS s

EJERCICIOS

• Calcular las solubilidades (s) del AgCl y Bi2S3 en:

– mol/L

– g/100 mL

PM: Bi=209; S=32; Ag=108; 35.5 g/mol

• Calcular las concentraciones molares de todos los iones en la disolución.

Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que pueden formar una sal insoluble

¿Cómo saber si se formará el precipitado?

Q = KPS Equilibrio : disolución saturada : Inicio de precipitación

Q > KPS Se desplaza hacia la izquierda : precipita

Q < KPS No precipita : disolución no saturada.

Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s)

[ ]o Co Co

[ ]eq s s

10-9.7=KPS = [Ag+][Cl-]

Q = [Ag+][Cl-] iniciales

Si mezclamos |Ag+|=10-4 y |Cl-|= 10-6.

No habrá precipitación. 10 -10 < Kps

Si mezclamos |Ag+|=10-4 y |Cl-|= 10-4.

Sí habrá precipitación. 10 -8 > Kps

Ejercicios

• Escriba los equilibrios de solubilidad de los siguientescompuestos.

• Calcule la solubilidad de cada compuesto.

• De los compuestos anteriores ¿Cuál es el más insoluble?

• ¿Cuáles serán las concentraciones al equilibrio de cada uno delos cationes y aniones anteriores si se tiene una disoluciónsaturada para cada compuesto?

• Si mezclamos concentraciones de catión y de anión iguales a10-4 M, para cada caso. ¿Habrá precipitación de cada uno delos compuestos?

Compuesto Kps

CuBr (s) 10-7.38

Ag2CO3 ↓ 10-11.09

Pb3(PO4)2 ↓ 10-42.1

1 Cuanto más aumenta la concentración de uno de los iones, más disminuye la

concentración del otro, y viceversa.

nm

SK [A][M]

2 A partir de las concentraciones de los iones en la disolución, se puede

predecir si la precipitación tendrá lugar o no. Si el producto de las

concentraciones elevadas a su coeficiente estequimétrico es superior al

producto de solubilidad, hay que esperar la aparición del precipitado.

3 Permite deducir la solubilidad de una sustancia ya que, para una relación

estequiométrica determinada, cuanto menor sea al producto de solubilidad

más baja será la solubilidad de una sustancia.

Disolución de un sólido iónico en agua

[M]im[A]i

n < KpsDisolución insaturada No precipita

[M]im[A]in = KpsDisolución saturada

[M]im[A]i

n KpsDisolución sobresaturada Precipita

Valores de pKs de algunos compuestos poco solublesCompuesto pK s Compuesto pK s

Ag3PO4 18.2 CaC2O4 7.9

Ag2AsO4 22 CaF2 10.3

Ag2CrO4 11.9 CaSO4 4.6

Ag2C2O4 11 Ce(OH)3 19.9

Ag2CO3 11.2 Fe(OH)3 39.5

Ag2S 48.2 Fe(OH)2 15.1

AgCl 9.8 Hg2Cl2 17.2

AgBr 12.3 Mg(OH)2 11.1

AgI 16.1 Ni(OH)2 15.2

AgIO3 7.5 PbCl2 4.1

AgOH 7.7 PbI2 8.2

AgSCN 11.9 Pb3(PO4)2 43.5

Al(OH)3 31.7 PbS 27.1

BaCO3 8.3 PbSO4 7.8

BaCrO4 9.9 SrSO4 6.5

BaSO4 9.9 Zn(OH)2 17.2

Bi(OH)3 38 ZnS 24.7

¿Cuál es la solubilidad del AgCl?

AgCl(S) Ag+ + Cl-

0 + 0

S + S

Inicio

Reaccionan

Equilibrio AgCl(S) S + S

210

-

106.1

]][Cl[Ag

SSSK

K

s

s

-

0510 103.1106.1 -- sKS

Ejercicios

)(CO)(PuO)(COPuO).

)(2PO)(Ni3)()(PONi).

)(IO2)(Ra)()Ra(IO).

)(SO)(Ag2)(SOAg).

2

3

2

232

3

4

2

243

3

2

23

2

442

aqaqsd

aqaqsc

aqaqsb

aqaqsa

-

-

-

2-3

4

32

2-2

2

3-3

][AsO][Pb).

]][I[Hg).

]][OH[BiO).

]][OH[Fe).

-

ps

ps

ps

ps

Kd

Kc

Kb

Ka

1. Escribir las expresiones de Kps para los siguientes equilibrios:

2. Escribir las ecuaciones de equilibrio de solubilidad que son descritas por las

expresiones de Kps:

3. Calcular la solubilidad acuosa en mol/L, de las siguientes expresiones:

20-

243

16-

3

05-

2

10

4

102.1,)().

108.0,).

104.0,).

101.2,).

-

ps

ps

ps

ps

KAsOMgd

KCeFc

KPbBrb

KBaCrOa

• TEMPERATURA

• DISOLVENTE

• FUERZA IÓNICA

• EFECTO DEL ION COMÚN

• REACCIONES SECUNDARIAS

FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD

1. Efecto de la temperatura

Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio.

¿Cómo? Ecuación de van´t Hoff

• Si DHºdis > 0 (endotérmica) T KPS s

• Si DHºdis < 0 (exotérmica) T KPS s

AB (s) A+ (aq) + B- (aq) DHºdis = ?

Jacobus Henricus van 't Hoff

(*Rotterdam (Países Bajos), 30

de agosto de 1852 - † 1 de marzo

de 1911, Berlín)

2. Efecto del ion común

La SOLUBILIDAD de los precipitados disminuye con la adición de un ion que es

común a los mismos.

mM + nA MmAn(s)

A

EFECTO DE ION COMÚN

PbCrO4(s) Pb2+(aq) + CrO42- (aq)

Adición de CrO42-

2. Efecto del ion común

La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuyeen presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.

PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) K+ (aq) + I- (aq)

Ión común

SPbI2 en agua = 1.2×10-3 M

SPbI2 en una disolución 0.1 M

de KI = 7.1×10-7 M

• Pb(IO3)2 (s) === Pb2+ + 2IO3- KIO3=== K+ + IO3

-

Kps = 10-37.14

0.01 0.01 0.01

Kps=|Pb2+||IO3-|2

Kps= |s||2s|2

Kps= 4s3

=10-10.58

Ejercicios

Kps=|Pb2+|| IO3-| 2

Kps= |s||0.1|2

=10-33.14

¿A qué porcentaje disminuye la solubilidad del Pb, cuando cierta cantidad

de Pb(IO3)2 se coloca en una disolución de KIO3 0.01 M, con respecto a la

solubilidad en agua pura?

3. Efecto del pH

Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Si el pH se hace más ácido menor [OH-]

el equilibrio se desplaza a la derecha mayor solubilidad

Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente

carácter básico

CaF2 (s) Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)

F- (aq) + H2O (l) HF (aq) + OH- (aq)

La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumenta

conforme el pH disminuye.

4. Formaciones de 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) Ag(NH3)2+ (aq)

Ión complejo

La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobre la solubilidad del

AgCl, ya que aumenta considerablemente.


Blanco

Incoloro

Ejemplo:

Calcular la solubilidad de BaSO4(s)

1. En H2O

2. En Na2SO4 0.001 M

3. En Na2SO4 0.01 M

4. En Na2SO4 0.1 M

1. En H2O BaSO4 Ba2+ + SO42-

2

2

4

2 ][SO][BaS

SKs

- 10

-2

4

2

1008.1

]][SO[Ba

-

s

s

K

K

05

21

s

1004.1

KS

-

S

2. En Na2SO4 0.001 M

MS

SSK

SSSOBa

S

s

SONaBaSO

07

2

2

4

2

s

TOTAL

2

4

2

4

2

4TOTAL

2

4

1008.1

001.0

)001.0(]][[K

M0.001][SO

][SO][SO][SO424

-

-

-

---

BaSO4(S) Ba2+ + SO42-

0 + 0

S + S

Inicio

Reaccionan

Equilibrio BaSO4(s) S + (S+0.001)

BaSO4 Ba2+ + SO42-

SO42-

3. En Na2SO4 0.01 M

MS

SSK

SSSOBa

S

s

SONaBaSO

08

2

2

4

2

s

TOTAL

2

4

2

4

2

4TOTAL

2

4

1008.1

01.0

)01.0(]][[K

M0.01][SO

][SO][SO][SO424

-

-

-

---

4. En Na2SO4 0.01 M

MS

SSK

SSSOBa

S

s

SONaBaSO

09

2

2

4

2

s

TOTAL

2

4

2

4

2

4TOTAL

2

4

1008.1

1.0

)1.0(]][[K

M0.1][SO

][SO][SO][SO424

-

-

-

---

La solubilidad disminuye en presencia de un ION COMÚN

PRECIPITACIÓN FRACCIONADA

AgNO3(aq) es adicionado

lentamente a una solución

que contiene [CrO42]=0.010 M

y [Br-]=0.010 M.

(a) Demostrar que AgBr(s) debe de precipitar antes de Ag2CrO4(s).

(b) Cuando Ag2CrO4(s) empieza a precipitar, ¿qué concentración de [Br-]

permanece en solución?

(c) ¿Es factible una separación completa de Br-(aq) y CrO42-(aq) con la

precipitación fraccionada?

12101.1 -psK

13100.5 -psK

1. Demostrar que AgBr(s) debe de precipitar antes de Ag2CrO4(s).

132

4ps 100.5)010.0](Ag[]CrO][[Ag -- KAgBr

M-11105.0][Ag

Ag2CrO4122-2

ps 101.1)010.0(]Ag[]Br[][Ag - K

12

ps 101.1K -

102 101.1][Ag - y M05101.1][Ag -

Tan rápido como AgBr(s) se esta formando, la concentración de Ag+ puede acercarse

lentamente al valor requerido para la precipitación de Ag2CrO4

)(CrO)(2AgAgCrO 2

4)(4 aqaqs

-

)(Br)(AgAgBr -

)( aqaqs

2. Cuando Ag2CrO4(s) empieza a precipitar, ¿qué concentración de [Br-]

permanece en solución?

1305-

ps 100.5)100.1](Br[]Br][[Ag --- K

M-08105.0][Br -

M08

05

13- 100.5

100.1

100.5]Br[ -

-

-

3. ¿Es factible una separación completa de Br-(aq) y CrO42-(aq) con la precipitación

fraccionada?

Antes de que Ag2CrO4(s) empiece a precipitar, [Br-] se habrá reducido de 1.0·10-02 M

a 5.0·10-08 M. Practicamente todo el Br- habra precipitado como AgBr(s), mientras

CrO42- permanece en solución. LA PRECIPITACIÓN FRACCIONADA ES FACTIBLE

PARA LA SEPARACIÓN DE MEZCLAS DE Br- Y CrO42-.

Ejemplo Sr2+ y Ba2+

Se tiene una solución de Sr(NO3)2 y Ba(NO3)2 0.001 M (Sales completamente

disociadas). Se adiciona lentamente Na2CrO4 (soluble) a la solución.

Sr(NO3)2

Ba(NO3)2

Na2CrO4

sKCrOSr - ]][[ 2

4

2

El precipitado comienza a formarse cuando:

4SrCrO

sKCrOBa - ]][[ 2

4

2cuando:

4BaCrO

BaCrO4 Ba2+ + CrO42-

SrCrO4 Sr2+ + CrO42-

10104.2 -sK

05106.3 -sK

¿A que valor de [CrO42-] se empieza a formar el BaCrO4?

BaCrO4 Ba2+ + CrO42-

102

4

2 104.2]][[ -- CrOBaKs

Si, [Ba2+] = 0.001 M07

03

10

2

2

4 104.2101

104.2

][][ -

-

-

-

Ba

KCrO s

Se necesita una concentración de [CrO42-] de 2.410-07 para que aparezca el precipitado.

¿A que valor de [CrO42-] se empieza a formar el SrCrO4?

SrCrO4 Sr2+ + CrO42-

052

4

2 106.3]][[ -- CrOSrKs

02

03

05

2

2

4 106.3101

106.3

][][ -

-

-

-

Sr

KCrO s

Si, [Sr2+] = 0.001 M

Se necesita una concentración de [CrO42-] de 3.610-02 para que aparezca el precipitado.

¿Cuál catión precipita primero?

072

4)(4 104.2][ -- CrOBaCrO s

022

4)(4 106.3][ -- CrOSrCrO s

Cuándo el segundo precipitado, SrCrO4 se empieza a formar, ¿cuál es laconcentración del ion Ba2+ ?

102

4

2 104.2]][[ -- CrOBaKs

09

02

10

2

4

2 107.6106.3

104.2

][][ -

-

-

-

CrO

KBa s

092 107.6][ - Ba

- 22(s) NOAgAgNO ]][NO[Ag 2

-psK

22 HNOHNO - ][HNO

]][NO[H

2

2

-

aK

22(s) HNOAgHAgNO

La solubilidad del compuesto se favorece por el incremento de la concentración de PROTONES

(Ec. 1)

(Ec. 2)

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Y SU RELACIÓN CON LA ACIDEZ DEL MEDIO

][HNO][NO][NO 22T2 --

En medio ácido, la concentración de NO2- que participa en Kps, esta dada por

la suma de [NO2-] y [HNO2]

de Ka se despeja [HNO2],

aK

]][NO[H][HNO 2

2

-

sustituyendo (Ec. 4) en (Ec. 3),

aK

]][NO[H][NO][NO 2

2T2

---

--

aK

][H1][NO][NO 2T2

(Ec. 3)

(Ec. 4)

(Ec. 5)

- 22(s) NOAgAgNO

][AgS T2 ][NO-S

igualando (Ec. 7) y (Ec. 5)

-

aKS

][H1][NO2

-

aK

S

][H1

][NO2

sustituyendo (Ec. 6) y (Ec. 7) en la expresión de Kps

]][NO[Ag 2

-psK

(Ec. 7)(Ec. 6)

(Ec. 8)

a

ps

K

SSK

][H1

][

a

ps

K

SK

][H1

2

a

psK

KS][H

12

a

psK

KS][H

1

- 2FCaCaF 2

2(s)

2]][F[Ca -psK

HFHF - [HF]

]][F[H -

aK

de la ecuación química para la disolución de CaF2, la solubilidad de dicho

compuesto esta dada por,

][CaST][F2 -S

la solubilidad del fluoruro involucra al F en todas sus formas,

[HF]][F][F T --

(Ec. 1)

(Ec. 2)

(Ec. 4)(Ec. 3)

(Ec. 5)

despejando [HF] de Ka,

aK

]][F[H[HF]

-

sustituyendo [HF] en (Ec. 5),

aK

]][F[H][F][F T

---

--

aK

][H1][F][F T

igualando (Ec. 7) y (Ec. 4)

-

aKS

][H1][F2

despejando [F-] de (Ec. 8)

-

aK

S

][H1

2][F

(Ec. 8)

(Ec. 7)

Sustituyendo en la expresión de Kps2]][F[Ca -psK

2

3

2

][H1

4

][H1

2][

aa

ps

K

S

K

SSK

2

3 ][H14

a

psK

KS

3

2

4

][H1

a

psK

K

S

1. Ordenar los siguientes solutos en orden ascendente de acuerdo a su solubilidad molar:

AgCN, AgIO3, AgI, AgNO2, Ag2SO4. Explicar los resultados.

2. ¿Cuál de las siguientes soluciones acuosas saturadas debe contener la concentración más

alta de [Mg2+]:

a). MgCO3

b). MgF2

c). Mg3(PO4)2, Explicar

3. El Agua potable florada contiene aproximadamente 1 ppm de F-. ¿Es CaF2 suficientemente

soluble en agua para usarse como fuente de iones de F- para la fluoración del agua potable?

4. En el análisis cualitativo, Bi3+ es detectado por la presencia de un precipitado blanco de

bismuthyl hydroxide, BiOOH(s):

BiOOH(s) BiO+(aq) + OH-(aq) Kps=4·10-10

Calcular el pH de la solución acuosa saturada de BiOOH.

5. Una muestra de 725 mL de solución saturada de oxalato de calcio (CaC2O4) a 95oC se enfria

a 13oC. ¿Cuántos miligramos de CaC2O4 precipitaran? Para CaC2O4, Kps= 1.2·10-08 a 95oC y

2.7·10-09 a 13oC.

6. Una muestra de 250 mL de solución saturada de CaC2O4, requiere para su titulación en

medio ácido de 4.8 mL de 0.00134 M de KMnO4(aq). ¿Calcular el valor de Kps de CaC2O4

(obtenido con estos datos)? En la reacción de titulación, C2O42- es oxidado a CO2 y MnO4

- es

reducido a Mn2+.

EJERCICIOS

- 22 SZnZnS ]][S[Zn 22 -psK

-- HSSH 2

SHHHS 2

-

][HS

]][S[H 2

2 -

-

aK

S][H

]][HS[H

2

1

-

aK

La solubilidad (S) del ZnS es,

][Zn2ST

2 ][S -S

donde [S2-]T es el sulfuro en todas sus formas,

(Ec. 1)

(Ec. 2)

(Ec. 3)

(Ec. 4) (Ec. 5)

SOLUBILIDAD DE LOS SULFUROS EN FUNCIÓN DEL pH

S][H][HS][S][S 2

2

T

2 ---

a partir de (Ec. 2) y (Ec. 3) se obtiene,

2

2 ]][S[H][HS

aK

--

21

22

2

][S][HS][H

aa KK

-

sustituyendo [HS-] y [H2S] en [S2-]T,

21

22

2

22

T

2 ][S][H]][S[H][S][S

aaa KKK

----

--

21

2

2

2

T

2 ][H][H1][S][S

aaa KKK

(Ec. 6)

(Ec. 8)(Ec. 7)

(Ec. 9)

][Zn2ST

2 ][S -S

por lo tanto,

-

21

2

2

2 ][H][H1][S

aaa KKKS

despejando [S2-] en la ecuación anterior,

-

21

2

2

2

][H][H1

][S

aaa KKK

S

sustituyendo [Zn2+] y [S2-] en Kps, ]][S[Zn 22 -psK

(Ec. 10)

(Ec. 11)

21

2

2

2

][H][H1

aaa

ps

KKK

SK

21

2

2

][H][H1

aaa

psKKK

KS

21

2

2

][H][H1

][

aaa

ps

KKK

SSK

SOLUBILIDAD DE LOS HIDRÓXIDOS EN FUNCIÓN DEL PH

- 3OHFeFe(OH) 3

3

33 ]][OH[Fe -psK

OHOHH 2

- ]][OH[H2

-OHK

][H][OH 2

- OHK

Del equilibrio de ionización del agua se obtiene que,

sustituyendo [OH-] en la expresión de Kps

33 ]][OH[Fe -psK

3

3

H

][Fe

w

ps

K

K

3

3

][H][Fe

wps

KK Despejando [Fe3+] de (Ec. 4),

SOLUBILIDAD del Fe(OH)3

en función del pH

(Ec. 1)

(Ec. 2)

(Ec. 3)

(Ec. 4)

(Ec. 5)

Ejemplo:

Los iones OH- de la leche de magnesia reaccionan

con los H+ (con la acidez del estomago)

Kps=1.8·10-11

K`=1/Kw2 = 1.0·1028

17

28

11

22

3

2

108.1100.1

108.1

]O[H

][MgK´

-

w

ps

K

K 17108.1K´

)(2OH)(Mg)(Mg(OH) 2

2 aqaqs -

OH4)(OH2)(2OH 23 aqaq -

O4H)(MgOH2)(Mg(OH) 2

2

32 aqs

)(2OH)(Mg)(Mg(OH) 2

2 aqaqs -

OH2)(OH)(OH 23 aqaq -

La solubilidad de los complejos poco solubles puede manifestarse por adición de

una sustancia complejante.

+

NH3

Ag(NH3)+,

Ag(NH3)2+

La adición de NH3 desplaza el

equilibrio hacia la izquierda y provoca

la disolución de AgBr

Inversamente, la adición de Br- trae consigo la formación del precipitado y la

destrucción de los complejos: Ag(NH3)+, Ag(NH3)2

+

)(AgBrBrAg s-

SOLUBILIDAD Y COMPLEJOS

Kps=[Ag+][Br-]

S=[Br-]

S=[Ag+]*

S=CAg

S=[Ag+]+[Ag(NH3)+]+[Ag(NH3)2

+]

Fracción del metal libre:

Ag

oC

Agf

][

2

3231 ][NH][NH1

1

of

Ec. 1

Ec. 2

Ec. 3

Ec. 4

Ec. 5

Ec. 6

Sustituir (Ec. 3) en (Ec. 5):

Sf

Sf

o

o

][Ag

][Ag Ec. 7

Ec. 8

)(AgBrBrAg s- +

NH3

Ag(NH3)+,

Ag(NH3)2+

Sustituir (Ec. 8) en (Ec. 1) Y (Ec. 2):

Kps=[Ag+][Br-]

Kps= (fo·S)·S

Kps= fo·S2

21

o

ps

f

KS MS 041037.2 -

¿Cuál es la solubilidad molar de AgCl en una solución de 0.1 M de NH3(aq)?

Kps= 1.8·10-10

2 = 1.6·1007

psK

22

3

-

23

][NH

]][Cl)[Ag(NHK

03710

2 109.2)106.1()108.1( -- psK

1er Método

)(Cl])Ag(NH[)(2NHAgCl(s) -

233 aq(aq)aq

)(ClAgAgCl(s) - aq(aq)

(aq)aq ])Ag(NH[)(2NHAg 233

- Cl])Ag(NH[)(2NHAgCl 233 (aq)aq

2do Método

03

2 109.2 - psKK

Kps

psK

-

22

3

23

2

3

-

23

][Ag][NH

]][Ag][Cl)[Ag(NH

][NH

]][Cl)[Ag(NHK

K

13

2

22

3

-

23 109.2210.0)210.0(][NH

]][Cl)[Ag(NHK -

-

-

S

S

S

SS

)(Cl])Ag(NH[)(2NHAgCl(s) -

233 aq(aq)aq

Inicial, M

Reaccionan, M

Equilibrio, M

0.1

-2S

(0.100-2S)

+S +S

S S

03

03

03

0213

109.4

104.511.1

11.0104.5

104.5109.2210.0

-

-

-

--

-

-

S

S

sS

S

SS

La solubilidad molar de AgCl(s) en 0.100 M de NH3(aq) es 4.9·10-03 M

Otros:

1). ¿Cuál es la solubilidad molar del Fe(OH)3 en una solución de 0.100 M

de C2O42-? ([Fe(C2O4

2-)3]3-, K = 2·1020

2). Sin realizar calculos detallados, mostrar que el orden de solubilidad

deberia ser de AgCl > AgBr > AgI en 0.100M de NH3(aq)?

SOLUBILIDAD Y DISMUTACIÓN

- Sistema: Bi3+ / I-

Bi3+ + 3I- BiI3(s)* Redisolución de un

precipitado por formación de complejos

-Solución:- Bi(NO3)3 0.2 M

- KI 1.0 M

a) Se adiciona 1 gota de Bi(NO3)3

Se adiciona 1 gota de KI

b) Aparece un precipitado café

c) Al adicionar 3 gotas más de KI desaparece el precipitado

Bi3+

I-

Bi3+

I-

I-

I-

I-

Analizar los equilibrios involucrados

Analizar la reacción de precipitación

Redisolución del precipitado

al adicionar más I-

Trazar un diagrama de pI

Resolver la reacción de dismutación

Trazar DLZP

¿En que momento comienza a

precipitar BiI3?

Calcular el pI

¿Cuál es la especie responsable

de la redisolución?

… analizar los equilibrios involucrados

Bi3+ + 4I- BiI4-

Sistema: Bi3+ / I-

BiI4- + I- BiI5

2-

BiI52- + I- BiI6

3-

4= 1·1014.95

K5= 1·101.85

K6= 1·102.0

- Trazar un diagrama de pI

43

44

]][[

][-

-

IBi

BiI

Cuando [BiI4-] = [Bi3+]

44][

1-

I

despejando

41

4

1][

-

I

4log4

1pI 7.3pI

pI-BiI6

2-

BiI52-

2

BiI52-

BiI4-

1.85

BiI4-

Bi3+

3.7

DISMUTACIÓN

][

][

]][[

]][[2

5

2

5

3

64

-

-

--

--

I

I

BiIBiI

BiIBiIK

5

6

K

KK

Considerar la reacción

2

4

3

6

]][[

][--

-

IBiI

BiIK

][

][

]][][[

][2

5

2

5

4

3

6

-

-

---

-

BiI

BiI

IIBiI

BiIK 65 KKK

---- 3

64

2

5

2

5 BiIBiIBiIBiI

--- 3

64 2 BiIIBiI

2

4

3

665

]][[

][--

-

IBiI

BiIKKK

despejando [I-]2

65

4

3

62

][

][][ KK

BiI

BiII

-

--

Cuando [BiI63-] = [BiI4

-]

21

65 )(][ KKI -

Sí hay dismutación, calcular el pI para representar las especies más estables (BiI42-, BiI6

3-):

pI = 1/2 (pK5+pK6)

pI = 1/2 (1.85+2)

pI = 1.93

El DLZP queda de la siguiente manera:

pI-BiI6

2-

1.93

BiI4- Bi3+

3.7

¿Cuál es el valor de pI-?

Bi3+ + 3I- BiI3(s) Ks=[Bi3+][I-]3= 1·10-18.1

3

1

3 ][][

-

Bi

KI s

[I-] = 1·10-5.7

-log [I-] = pI- = 5.7

pI-BiI6

2-

1.93

BiI4- Bi3+

3.7 5.7

A partir de 5.7 empieza aparecer el

precipitado

Analizar la reacción de precipitación

pI-BiI6

2-

1.93

BiI4- Bi3+

3.7 5.7

¿Cuál es la especie

responsable de la

redisolución del

precipitado?

Considerar la especie BiI4-

BiI3(s) + I- BiI4-

][

][ 4

-

-

I

BiIK

][

][

][

][

][

][3

3

4

-

-

-

-

I

I

Bi

Bi

I

BiIK

sKK 4

1.1895.14 1010 -K 5.310-K

Redisolución del precipitado al adicionar más I-

Una vez que conocemos K, podemos calcular pI-……

Ci=[BiI4-]

Ci=0.2/5=0.04 mol/L

][][

][ 4

--

-

I

C

I

BiIK i 75.110][ -I

pI-=1.75NO CORRESPONDE A

LA ZONA DE BiI4-

Entonces considerar la especie BiI63- como la responsable de la disolución del

precipitado

BiI3(s) + 3I- BiI63-

3

3

6

][

][-

-

I

BiIK

3

3

3

3

3

3

6

][

][

][

][

][

][-

-

-

-

I

I

Bi

Bi

I

BiIK

33

63

3

6 ]][[]][[

][ -

-

-

IBiIBi

BiIK 6546 KK

15

10)10)(10)(10)(10( 7.01.18285.195.14

654

-

K

K

KKKK s

5][

][3

3

6 -

-

I

BiIK

31

3

6 ][][

--

K

BiII

31

5

5/2.0][

-I 2.0][ -I

0.7pI

pI-BiI6

2-

1.93

BiI4- Bi3+

3.7 5.70.7

Redisolución

del precipitadoAparición del precipitado

Ejercicios de Precipitación Selectiva

Se tiene una mezcla de los 3 cationes anteriores, todos a una

concentración de 0.001 M.

a) Si se agrega gradualmente sulfuro de sodio a la mezcla,

¿cuál de los metales precipitará primero?

b) ¿Cuál es el valor de pS de inicio de precipitación para cada

metal?

c) Para cada metal disuelto. ¿Cuál es el valor de pS necesario

para precipitar el 50% y el 99%?

Solubilidad de metales en función del pL

Obtención de las ecuaciones para cada sistema:

Complejo insoluble Metal Ligante

Solubilidad de metales en función del pL

|Mn+| = 1 M

pS = 40

|Ag+| =

|Bi3+|=

|Co2+|=

1 M

1 M

1 M

10-5 M

1 M

1 M

pS = 22

10-14 M

10-3 M

1 MpS = 16

10-17 M

10-13 M

10-4.5 M

¿Cuál será el pS de inicio de precipitación

de una disolución de Ag2S 10-10 M?

¿Cuál será el pS en el cual precipita el 99% de

una disolución de Ag2S 10-3 M?

¿Cuál es el % soluble de cada metal en una muestra

de concentración 1 M, si se ha agregado la cantidad

suficiente de sulfuro para tener un pS=22?

SESION 8 EQUILIBRIO PRECIPITACIÓN

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