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Asignatura: QUIMICA GENERAL II, Profesor: Luis Lain, Carrera: Ingeniero Químico, Universidad: UPV-EHU
Tipo: Apuntes
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heterogéneos naturales
Es un equilibrio HETEROGÉNEO (dos fases involucradas: sólida y líquida )
Equilibrios heterogéneos en laboratorio
Equilibrio entre un precipitado M m A n (s) y su disolución saturada:
MmA (^) n(s) MmA (^) n m M + n A
sp = k sp^ γ M m γ A n
● Si Q = [Pb 2+^ ] [I -^ ] 2 < k (^) sp Disolución infrasaturada
NO PRECIPITA
● Si Q = [Pb 2+^ ] [I - ] 2 > k (^) sp Disolución sobresaturada
PbI 2 PRECIPITA
● Si Q = [Pb 2+^ ] [I - ] 2 = k (^) sp Disolución saturada
{M}= [M] γM {A} = [A] γA
● EFECTO SALINO. La fuerza iónica (I) modifica los coeficientes de actividad.
M
A
A n
● EFECTO DE IÓN COMÚN. La adición a la disolución de iones comunes a los componentes del sólido DISMINUYE LA SOLUBILIDAD
● LAS REACCIONES PARÁSITAS (alguno de los componentes del sólido participa en otras reacciones) AUMENTAN LA SOLUBILIDAD
Si se adiciona ión A Si se adiciona ión M
Si el sólido se disuelve en una disolución que contiene un exceso de iones A (de concentración C*A):
[A] = C*A + ns [M] = ms
ks = (ms) m^ (C*A + ns)n
Si n s < < C*A
ksp = mm^ sm^ (C*A ) n
s = ( ksp m-m^ (C*A ) -n^ ) 1/m
Disminuye la solubilidad
Disminución de la solubilidad de MgF (^2) por adición de NaF
Efecto de ión común. la sal será menos soluble si uno de sus iones constituyentes está presente en exceso en la disolución
0
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
(9.5,0)
S(pk (^) sp ,log C)
AgCl(s ) Cl - 0.01 M 0.001 M
Solubilidad de AgCl en agua
Consiste en separar dos o más iones de una disolución mediante la adición de un reactivo que origina primero un precipitado con uno de los iones, y después, cuando la precipitación ha sido cuantitativa, se añade más reactivo para que precipite el sólido formado con el segundo ión.
Ejemplo. Una disolución contiene los aniones cloruro, ioduro y cromato, los tres en concentraciones del orden de 0.01 M, y se quieren separar cuantitativamente (99.9%) por adición de nitrato de plata. Datos de pksp: 15.8.(AgI), 9.5 (AgCl) y 11.3 (Ag 2 CrO 4 )
Cálculos necesarios: 1.- Concentración del reactivo precipitante que necesita cada ión para que la disolución esté saturada (inicio de la precipitación). 2.- Concentración del reactivo precipitante que necesita cada ión para que su precipitación sea cuantitativa.
CrO 4 2- Cl - I -
CrO 4 2- Cl -
AgI(s)
CrO 4 2-
AgCl(s)
Ag+
Ag+
0
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
(11.3/2,0) (9.5,0) (12,0)
S(12.0,0) AgBr S(9.5, 0) AgCl S(11.3/2,0) Ag 2 CrO 4
Br-
Cl -
CrO 4 2-
Precipita cuantitativamente AgBr
Empieza a precipitar Ag 2 CrO (^4) Empieza a precipitar AgCl Precipita cuantitativamente AgCl
EJEMPLO. Calcular la solubilidad de PbSO 4 (pk (^) sp =7.0) en una disolución tamponada a pH= 4.0 a) en agua b) presencia de un exceso de EDTA de concentración 0.001 M. La constante condicional del complejo PbY 2-^ a pH= 4.0 es log β´ = 9. a) EN AGUA: ksp = [Pb2+] [SO 4 2-] = s^2 s = 10-3.5^ M b) EN EDTA en exceso 0.001 M ([Y´] = 0.001M) [Pb 2+] = [PbY2-] / 109.4^ 0. s = [Pb2+] + [PbY2-] = [PbY2-] s = [SO 4 2-] 10 -7^ = [Pb 2+] [SO 4 2-] = ( [PbY 2- ] / 10 9.4^ 0.001 )[SO 4 2-] 10 -7^10 9.4^ 0.001 = [PbY2-] [SO 4 2-] 10 -0.6^ =[PbY2-] [SO 4 2-] = s^2 s = 10-0.3^ = 0.50 M SE DISUELVE
DE Pb(II) y Ba(II) CON EDTA
Además de disolverse en medio ácido, se disuelven en medio alcalino por la formación de hidroxocomplejos muy estables Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Sn(OH) (^4)
Zn2+^ Zn(OH) 2 (s) Zn(OH) 4 2-
HIDRÓXIDOS ENFUNCIÓN DEL pH
Sólo se disuelven en medio ácido
Se añade ácido Se añade base
log s
pH
La sustancia a analizar (analito) se convierte en un precipitado insoluble. Se filtra, se lava para eliminar impurezas, se seca/calcina hasta transformarse en un producto de composición conocida que, finalmente, se pesa.
Indicador: cromato potásico (amarillo) que forma (Ag 2 CrO 4 (precipitado de color rojizo) en el punto de equivalencia.
tiocianato. Ag+^ + SCN-^ ↔ AgSCN(s) Indicador: Fe (III) que en el PE forma el complejo FeSCN 2+^ rojo.
