Equilibrio ionico

CAP.III EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS VARIACION DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA

La ley del equilibrio iónico es un caso particular de la ley del equilibrio químico, ya que podemos considerar que la disolución de una sustancia sólida es una “Rxn”.

1. SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de sustancia en gramos, que puede disolverse en 100 g de disolvente auna temperatura dada.

Unidades de solubilidad = g de soluto/100 ml H2O
Solubilidad molar = (moles/lt de solución)

En un sistema en el que participa soluto y solvente, la disolución puede ser total o parcial, de acuerdo al tamaño y la carga eléctrica de los átomos.
Ejm: (a) supongamos que ponemos en contacto con el agua una sal altamente soluble. Tal como NaCl
Cuando elNaCl(s) entra en contacto en el H2O las moléculas del disolvente atacan ferozmente a las moléculas de la sal. Los extremos positivos de las moléculas del H2O se adhieren a los aniones Cl-, mientras que los negativos, a los cationes Na+. En esta interacción de cargas opuestas se desprende energía; la cual se consume en ROMPER LA LIGAZON ENTRE CATION Y EL ANION.

[pic]

VARIACION DE LATEMPERATURA:
Cuando se absorbe calor en la disolución de una sal, se tiene:

BA + Calor ↔ B+ + A-

• A mayor T, mayor solubilidad excepto para los CO=3
• A menor T, menor solubilidad.

La mayor parte de precipitados son mas solubles en solución caliente que en frío, excepto los carbonatos

Solubilidad
(g/100 ml)

T(°C)

3.1.1SALES POCO SOLUBLES. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Kps

Ejm 1: AgCl(s) ↔ Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps = [Ag+][Cl-]
Ejm 2: Bi2S3(s) ↔ 2Bi3+ + 3S-2 Kps = [Bi3+][S2-]3

En general:
AxBy ↔ xA+y + yB-x donde A+y = catión
Kps = [A+y]x [B-x]y B-x = anión

RELACION ENTRE LA SOLUBILIDAD MOLAR Y EL Kps
AgCl(s) ↔ Ag+(ac) + Cl-(ac) ...1
Kps = [Ag+][Cl-]Sea S = moles/L de solución = solubilidad

Entonces en (1):

S= [Ag+] = [Cl-] Kps= (S)(S) = S2

S= √Kps = √1.7 x 10-10 = √1.7 x 10-5 M

Bi2S3(s) ↔ 2Bi3+ + 3S2-(ac)
2S 3S

Kps = [Bi3+]2[S2-]3= (2S)2 (3S)3 = 108S5

Ejm: El Kps del Mg(OH)2 es 3.4x10-11. Calcular la solubilidad en g/L. Dato: MMg(OH)2 = 58 g/mol.

Sol: Mg(OH)2 (s) ↔Mg2+ + 2(OH-)
S 2S

Kps= [Mg2+][OH-]2 = (S) (2S)2 = 4S3 →
3.4x 10-11 =4S3 → S = 2.04 x 10-4 moles/L
S= 2.04 moles/L x 58 g/mol = 1.2 x 10-2 g/L Resp.

3.1.2 EFECTO DE ION COMUN
La adición de un ión común a una solución saturada, hace disminuir la solubilidad de la sal (sal ligeramente soluble.

AgCl ↔ Ag+ + Cl- ... solución saturada (equilibrada)

Si seagrega un exceso de ión plata a esta solución, el producto de solubilidad se excede y consecuentemente algo de AgCl precipitara hasta que el producto del ion Ag+ y Cl- sea igual al Kps para lograr el equilibrio.

[pic]
AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl-

← Equilibrio se desplaza hacia la izquierda por Le Chatelier hasta restablecerse el equilibrio.

Ejm: Calcular la solubilidad de AgCl en 0.01 Mde KCl.
Dato: Kps AgCl = 1.7 x 10-10

Sol:
1) Calculo de solubilidad S en agua pura (destilada):
AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl- Kps =[Ag+][ Cl-]= S2 = 1.7x10-10

S=[pic] … (ά)

2) Calculo de S en la mezcla:
Pero solubilidad = S=[Ag+]… (1)

Ion no común

Ya que la única fuente de provisión del Ion Ag+ es el AgCl.
KpsAgCl = [Ag+][Cl-]→ [Ag+]= Kps[Cl-]total

S = [Ag+]= [pic]
[Cl-]en agua pura [Cl-]KCl

S= 1.7 x 10-10 = 1.7 x 10-8M … (β)
0.01

Vemos que s en (β)es menor que S en (ά)

A medida que aumenta la[Cl-]por efecto de Ion común, disminuye la [Ag+], lo cual indica la disminución de la solubilidad S.

PROB: Calcular la solubilidad de CaF2 en a) una solución de Ca(NO3)2 0.2M...