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Tema 8:
Equilibrios de solubilidad y de formaci ´on de complejos
Equilibrios de solubilidad
Conceptos b ´asicos. Producto de solubilidad: Ks. Solubilidad. Efecto del i ´on com ´un. Precipitaci ´on.
Equilibrios con formaci ´on de complejos
Petrucci 18.1, 18.2, 18.3, 18.5, 18.7 y 18.8 [19.1, 19.2, 19.3, 19.5, 19.7 y 19.8]^8 a
Equilibrio de solubilidad: conceptos b ´asicos
Disoluciones de sales. Disoluci ´on saturada (de una sal): aquella en la que no se puede disolver m ´as cantidad de la sal.
- Como consecuencia se produce un equilibrio de solubilidad entre el soluto puro (sal) y la disoluci ´on saturada (sal disuelta en su forma ionizada). sal(s) cationes(ac) + aniones(ac) Solubilidad de la sal, s : Concentraci ´on de la sal disuelta en una disoluci ´on saturada de dicha sal.
- Normalmente se mide en concentraciones molares o en g/L.
Producto de solubilidad: Ks o K´ sp
Sal insoluble: Aquella con poca solubilidad.
CaSO 4 (s) Ca^2 (ac+) + SO^24 −(ac) Ks,T =
aCa 2 + · aSO 2 − 4 aCaSO 4
Si expresamos las actividades en funci ´on de las molaridades (considerando una disoluci ´on ideal): aCa 2 + = [Ca^2 +]/c^0 aSO 2 − 4 = [SO^24 − ]/c^0 aCaSO 4 = [CaSO 4 ]/[CaSO 4 ] 0 ≈ 1
En funci ´on de las concentraciones molares , se
expresa como
Ks,T = [Ca^2 +] · [SO^24 − ]
Ejemplos de productos de solubilidad
Constantes del producto de solubilidad :
CaSO 4 (s) Ca^2 (ac+) + SO^24 −(ac)
Ks, 298 = [Ca^2 +] · [SO^24 − ] = 9 , 1 × 10 −^6
CaF 2 (s) Ca^2 (ac+) + 2 F− (ac)
Ks, 298 = [Ca^2 +] · [F−]^2 = 5 , 3 × 10 −^9
Al(OH) 3 (s) Al^3 (ac+) + 3 OH− (ac)
Ks, 298 = [Al^3 +] · [OH−]^3 = 1 , 3 × 10 −^33
Solubilidad (II)
C ´alculo de la solubilidad de una sal en agua:
CaF 2 (s) Ca^2 (ac+) + 2 F− (ac) Ks, 298 = 5 , 3 × 10 −^9 t = 0 0 0 t s 2 s Luego, como
Ks, 298 = [Ca^2 +] · [F−]^2 = s · ( 2 s)^2 → s = 3
Ks, 298 / 4
Si Ks, 298 = 5 , 3 · 10 −^9 ,
s = 3
Ks, 298 / 4 = 1 , 1 × 10 −^3 M ⇐ (≈ tres veces menor !!)
Petrucci 18.2 [19.2]^8 a
Efecto del i ´on com ´un
Efecto del i ´on com ´un: disoluci ´on saturada de una sal en agua en presencia de iones comunes.
Si se a ˜nade concentraci ´on apreciable de alg ´un ion del s ´olido en una disoluci ´on saturada, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda: formaci ´on del s ´olido i ´onico (precipitaci ´on). Si se sustrae concentraci ´on apreciable de alg ´un ion del s ´olido en una disoluci ´on saturada, el equilibrio se desplaza hacia la derecha: se disuelve el s ´olido. Por ejemplo: Tenemos una disoluci ´on de CaCl 2 (soluble) CaCl 2 −→ Ca^2 +^ + Cl− ¿C ´omo afectar ´a a la solubilidad del CaF 2 (s)? CaF 2 (s) Ca^2 (ac+) + 2 F− (ac) Ks, 298 = 5 , 3 × 10 −^9
Criterios para la precipitaci ´on
Criterios para la precipitaci ´on de la sal: Para analizar c ´omo evoluciona una reacci ´on en funci ´on de las concentraciones hay que calcular el cociente de reacci ´on (denominado producto i ´onico en el caso de sales), Q
∆G = ∆G^0 + RT ln Q 0 = ∆G^0 + RT ln Ks
} ∆G = RT ln Q Ks
Si Q > Ks, entonces ∆G = RT ln (^) KQs > 0, por tanto precipita, la disoluci ´on est ´a saturada. Si Q = Ks, entonces ∆G = 0, disoluci ´on saturada (equilibrio). Si Q < Ks, entonces ∆G = RT ln (^) KQs < 0, no precipita, disoluci ´on no saturada. Petrucci 18.5 [19.5]^8 a
Ejemplo de precipitaci ´on
Disoluci ´on de AgNO 3 0 , 01 M y IK 0 , 015 M Como son electrolitos fuertes, proporcionan las siguientes concentraciones de iones:
[Ag+] = 0 ,01 M y [I−] = 0 ,015 M Reacci ´on: AgI(s) Ag+(ac) + I− (ac) Ks = 8 , 5 · 10 −^17
As´ı, Q = [Ag+] · [I−] = 0 , 01 · 0 , 015 = 1 , 5 · 10 −^4 > 8 , 5 · 10 −^17 = Ks. Es decir, ∆G = RT ln (^) KQs > 0, por lo que precipita AgI(s)
¿Qu ´e cantidad precipita y/o cuanto queda en disoluci ´on?
Equilibrios con formaci ´on de complejos
Iones complejos: Iones poliat ´omicos formados por un cati ´on met ´alico rodeado de varios ligandos (mol ´eculas o iones) Ejemplos: [Ag(NH 3 ) 2 ]+^ [Fe(CN) 6 ]^3 −^ [Fe(C 2 O 4 ) 3 ]^3 −
Compuesto de coordinaci ´on: sustancia que contiene iones complejos. Ejemplo: Ag(NH 3 ) 2 Cl Petrucci 18.8 [19.8]^8 a
Equilibrios con formaci ´on de complejos
Equilibrio de formaci ´on de iones complejos: equilibrio asociado a la reacci ´on de formaci ´on del ion complejo a partir del i ´on y de los ligandos que lo forman.
Estabilidad: En general son muy estables en disoluci ´on, consecuencia de que la constante de equilibrio es grande.
Ejemplos:
Ag+(ac) + 2NH 3 (ac) [Ag(NH 3 ) 2 ]+(ac) Kf , 298 = 1 , 6 × 107
Fe^3 (ac+) + 6CN− (ac) [Fe(CN) 6 ]^3 (ac−) Kf , 298 = 1042
Petrucci 18.8 [19.8]^8 a
Ejemplos de equilibrios con formaci ´on de complejos
Aproximaci ´on: (^1) Como los valores de Kf suelen ser muy grandes, podemos suponer inicialmente que la reacci ´on se produce de forma completa (reacciona todo el reactivo limitante). (^2) Calculamos la cantidad real de reactivo limitante. (^3) Comprobamos si la aproximaci ´on es razonable.
En el ejemplo anterior , Kf es grande, de manera que el equilibrio est ´a muy desplazado a la derecha; podemos suponer que el valor de ξ ser ´a tal que la concentraci ´on del reactivo limitante sea nula (ha reaccionado todo el reactivo limitante):
0 , 10 − ξ ≈ 0 → ξ ≈ 0 ,10M
Ejemplo de
equilibrios de solubilidad y de formaci ´on de complejos
En la disoluci ´on anterior, con [ Ag +] = 9 , 8 × 10 −^9 M ¿precipitar ´a AgCl si a ˜nadimos 0.010 mol de NaCl (s)?
Para ello necesitamos calcular el producto Q = [Ag+] · [Cl−]. Si es mayor que Ks, 298 = 1 , 8 × 10 −^10 , entonces precipitar ´a, debido a que ∆G = RT ln (^) KQf > 0.
En este caso [Cl−] = 0 ,010 M :
Q = [Ag+]·[Cl−] = 9 , 8 × 10 −^9 × 0 , 010 = 9 , 8 × 10 −^11 < Ks, 298 = 1 , 8 × 10 −^10
NO PRECIPITAR ´A AgCl.
