Equilibrios De Sustancias De Escasa Solubilidad

TIPOS DE EQUILIBRIO
Disociación del agua. Kw: Constante de producto iónico del agua Disociación de un ácido o base débil: ka, kb Equilibrio heterogéneo entre una sustancia ligeramente soluble y sus iones en una solución saturada kps: Constante de Producto de Solubilidad Formación de un ion complejo: Kf Equilibrio redox: kredox
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Solubilidad de un soluto en un disolvente dado:Cantidad de soluto necesario para formar una disolución saturada en una cantidad dada de disolvente. (Función de la T) 

Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad fija de disolvente a una T dada.

[.ej. NaCl en agua a 0ºC  s = 35.7 g por 100 mL agua]
Si disolvemos menos cantidad  disolución no saturada gramos soluto / 100 mL disolvente gramos soluto / L disolución molessoluto / L disolución (Molar)

s

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REGLAS DE SOLUBILIDAD PARA COMPUESTOS IÓNICOS COMUNES EN AGUA A 25°C

INCRUSTACIONES MÁS COMUNES EN LA INDUSTRIA DEL PETRÓLEO Tipo de Incrustación (Scale) Cloruro de sodio (NaCl) Yeso (CaSO4.2H2O) Carbonato de calcio (CaCO3) Sulfato de bario 12/05/2011 (BaSO4) Solubilidad (mg/L) 318000 2080 53 2.3
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EQUILIBRIOS DE SUSTANCIAS DE ESCASA SOLUBILIDAD


PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
AgCl (s) ⇄ Ag (ac) + + Cl (ac)-

[Ag  ][Cl  ] K [AgCl ]
Se puede considerar que [AgCl] es constante, entonces

[ Ag  ][ Cl  ]  K [ AgCl ]

AgCl * K  Constante  Constante de Producto de Solubilida d
KPS  Ag  * Cl 
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  

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
 Para elfosfato tricálcico, que se ioniza así: Ca3(PO4)2 3Ca+2 + 2PO4-3
⇄

APLICACIONES DEL EQUILIBRIO DE SUSTANCIAS DE ESCASA SOLUBILIDAD
 A partir de constantes se pueden calcular solubilidades  A partir de datos de solubilidad pueden calcularse KPS.  Pueden resolverse problemas que involucran precipitación



La expresión del producto de solubilidad es [Ca+2]3 [PO4-3]2 = Kps

EQUILIBRIOSDE SOLUBILIDAD EN SOLUCIÓN ACUOSA Para hacer predicciones cuantitativas en compuestos poco solubles en H2O se debe partir del equilibrio químico y de su producto de solubilidad, o constante de producto de solubilidad, “Kps”

Ejercicio 1. La solubilidad del AgCl es 1.92x10-3 g/L. Calcule el Kps de este compuesto. Datos, P.A: Ag = 107.9 y Cl = 35.45 uma Solución: PM = 107.9+35.45=143.35 g/mol S =1.92x10-3/143.35 = 1.34x10-5 mol/L (molar)  Ag+(ac) + Cl-(ac) S S Kps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1.34x10-5)2 AgCl(s) Kps = 1.8x10-10

H2O

AgCl(s)

 .

Ag+(ac) + Cl-(ac)

Kps = [Ag+][Cl-]

en C.S.: 25ºC y 1atm.

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Ejercicio 2. El Kps del Ca3(PO4)2 es 2.1x10-26. Calcule la solubilidad molar (S) de la sal. Ca3(PO4)2(s)  Equilibrio: Kps =3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac); 3S 2S

Otros ejemplos de sales poco solubles CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F-(ac) Ag2CrO4(s)  2Ag+(ac) + CrO42Ca3(PO4)2(s)  3Ca2+(ac) + 2PO43-

(Kps < 1): Kps = [Ca2+][F-]2 Kps = [Ag+]2[CrO42-] Kps = [Ca2+]3[PO43-]2

[Ca2+]3[PO43-]2 Para condiciones de no equilibrio, se usa el Producto Iónico “Q” Por ejemplo; consideremos el AgCl: Q = [Ag+]o[Cl-]o
Donde: [Ag+]o

Kps =[3S]3[2S]2 2.1x10-26 =108S5 S = 5(1,94x10-28)
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y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio
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S = 2.87x10-6 M

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Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que pueden formar una sal insoluble. ¿Cómo saber si se formará precipitado? Q = KPS  Q > KPS  Q < KPS  Equilibrio : disolución saturada Sedesplaza hacia la izquierda : precipita No precipita : disolución no saturada.

PbI2 (s) ⇄Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)

: Equilibrio sSo lub ilidad •Reacción directa: disolución • Reacción inversa: precipitación : Equilibrios Pr ecipitación

Reacciones de precipitación: Aquellas que dan como resultado la formación de un producto insoluble. Precipitado: Sólido insoluble que se forma por una reacción...