solubilidad 2
Páginas: 10 (2271 palabras)
Publicado: 18 de abril de 2015
EJEMPLO N° 1: CÁLCULO DE Kps
1.- 3,3 x 10 – 6 mol de Ca3(PO4)2 sólido se colocan en 100 ml de agua pura. Se agita hasta que no se disuelve más y se obtiene que sólo el 0,5% se disolvió. Calcular el Kps.
R E S O L U C I Ó N
Se plantea el siguiente equilibrio:
Ca3(PO4)2 (s)
3 Ca++
+
2 PO4-3
ni
3,3 x 10-6
0
0
- ndis
+ 3x
+ 2x
eq)
ni – ndis
3x
2x
Kps = [Ca++][PO4 – 3]2eq. Kps = (4,95 x 10-7 ) 3 (3,3 x10 – 7 ) 2
Kps = 1,3 x10 – 32
EJEMPLO N° 2 : CÁLCULO DE LA SOLUBILIDAD
A.- En un recipiente que contiene 100 ml. de agua, se coloca 1,00gr de PbCl2 (P M = 278,1. ), y se agita hasta que no se disuelve más. Calcular: la solubilidad en agua pura. y el % que se disolvió. Si el Kps = 1,6 x 10 – 5,
R E S O L U C I Ó N
PbCl2 (S)
Pb++
+
2 Cl –ni
0
0
- ndis
+ x
+ 2x
eq)
ni – ndis
x
2x
Kps = [Pb++]eq.[Cl -]2eq
1,6 x 10 – 5 = x (2x) 2
x = 0,016 M.
S = [ PbCl2]dis = [Pb++]eq = x
%dis = % dis = 44,1 %.
B.- Si la misma masa, 1,00gr de PbCl2, se agita en 100 ml. de HCl 0,1 M, calcule la solubilidad y el % disuelto
R E S O L U C I Ó N
HCl
H+(ac)
+
Cl-(ac)
0,1
0
0
0
0,1
0,1
El Cl-es un ión común. La concentración que proviene del HCl es la inicial para el equilibrio de solubilidad:
PbCl2 (S)
Pb++
+
2 Cl –
ni
0
0,1
- ndis
+ x
+ 2x
eq)
ni – ndis
x
0,1 + 2x
Kps = [Pb++]eq.[Cl -]2eq
1,6 x10 – 5 = x (0,1 +2x) 2
Desprecio el valor de 2X 1,6 x10 – 5 = x (0,1) 2 X = 1,6 x10 – 4 M
S = [ PbCl2]dis = [Pb++]eq = x
S = X = 1,6 x10 – 4M
ndis = 1,6 x 10-4M (0,1 l.) = X = 1,6 x10 – 5 M
%dis = % dis = 0,44 %.
Por el efecto de ión-común la solubilidad es mucho menor que en agua pura
CAMBIOS EN LA SOLUBILIDAD
La solubilidad de un compuesto depende, entre otros factores, del medio de disolución, por ello, así como el efecto de ión común disminuye la solubilidad, es posible que, como consecuencia deuna reacción química, la concentración disuelta sea mayor que en el agua pura.
EJEMPLO N° 3:
El Hidróxido de plata (AgOH) tiene Kps = 1,5 x 10 – 8. Calcular:
a. Solubilidad en agua pura.
b. Solubilidad en una solución 0,05 M. en Ba(OH)2.
c. Solubilidad en una solución 0,1 M en HNO3.
R E S O L U C I Ó N:
a) Se plantea el siguiente equilibrio, en agua pura:
AgOH (S)
Ag+
+
OH –
ni
ni
0
0
eq)ni – ndis
x
x
Kps = [Ag +]eq[ OH-]eq.
1,5x 10-8 = (x)( x)
x = 1,22 x 10-4 M
De acuerdo a la estequiometría: S = [ AgOH]dis = [ Ag+]eq. = x
b) Como el Ba(OH)2 es una base fuerte, se escribe:
Ba(OH)2
Ba++ (ac)
+
2 OH- ac)
0,05
0
0
0
0,05
0,1
El OH- es un ión común. La concentración que proviene del Ba(OH)2 es la inicial para el equilibrio de solubilidad:
AgOH(S)
Ag+
+
OH –
i
ni
0
0,1
eq
n - ndis
x
0,1 + x
Kps= [Ag+]eq [OH-]eq.
1,5x10-8 = (x) (0,1+x)
Desprecio el valor de X x+0,1 0,1 x = 1,5x10-7 M
S = [AgOH]dis = [Ag+]eq. = x
S = 1,5x10-7 M.
La solubilidad en esta solución con ión común es mucho menor que la solubilidad en agua pura.
c)Como el HNO3 es un ácido fuerte, se escribe:
HNO3
H+(ac)
+
NO3 –(ac)
0,1
0
0
0
0,1
0,1
Al mezclar un ácido con una base, que no son conjugados, ocurre una neutralización: En este caso reacciona una base poco soluble (sólido) con el ácido en solución (neutralización heterogénea).
Como para que se cumpla la solubilidad de un compuesto se debe establecer un equilibrio entre el sólido que no se disuelve y la solución, el HNO3 es el reactivo limitante yqueda lo siguiente:
AgOH(S)
+
H+(ac)
Ag+
+
H2O
i
ni
0,1 M
0
f
nf
0
0,1 M
Con lo que queda de esta reacción, se plantea el equilibrio de solubilidad que es el estado final del sistema:
AgOH (S)
Ag+
+
OH –
i
nf
0,1
0
-ndis
x
x
eq
nf - ndis
X + 0,1
x
Kps= [Ag+]eq [OH-]eq.
1,5x10-8 = (x) (0,1+x)
Desprecio el valor de X x+0,1 0,1 x =...
1.- 3,3 x 10 – 6 mol de Ca3(PO4)2 sólido se colocan en 100 ml de agua pura. Se agita hasta que no se disuelve más y se obtiene que sólo el 0,5% se disolvió. Calcular el Kps.
R E S O L U C I Ó N
Se plantea el siguiente equilibrio:
Ca3(PO4)2 (s)
3 Ca++
+
2 PO4-3
ni
3,3 x 10-6
0
0
- ndis
+ 3x
+ 2x
eq)
ni – ndis
3x
2x
Kps = [Ca++][PO4 – 3]2eq. Kps = (4,95 x 10-7 ) 3 (3,3 x10 – 7 ) 2
Kps = 1,3 x10 – 32
EJEMPLO N° 2 : CÁLCULO DE LA SOLUBILIDAD
A.- En un recipiente que contiene 100 ml. de agua, se coloca 1,00gr de PbCl2 (P M = 278,1. ), y se agita hasta que no se disuelve más. Calcular: la solubilidad en agua pura. y el % que se disolvió. Si el Kps = 1,6 x 10 – 5,
R E S O L U C I Ó N
PbCl2 (S)
Pb++
+
2 Cl –ni
0
0
- ndis
+ x
+ 2x
eq)
ni – ndis
x
2x
Kps = [Pb++]eq.[Cl -]2eq
1,6 x 10 – 5 = x (2x) 2
x = 0,016 M.
S = [ PbCl2]dis = [Pb++]eq = x
%dis = % dis = 44,1 %.
B.- Si la misma masa, 1,00gr de PbCl2, se agita en 100 ml. de HCl 0,1 M, calcule la solubilidad y el % disuelto
R E S O L U C I Ó N
HCl
H+(ac)
+
Cl-(ac)
0,1
0
0
0
0,1
0,1
El Cl-es un ión común. La concentración que proviene del HCl es la inicial para el equilibrio de solubilidad:
PbCl2 (S)
Pb++
+
2 Cl –
ni
0
0,1
- ndis
+ x
+ 2x
eq)
ni – ndis
x
0,1 + 2x
Kps = [Pb++]eq.[Cl -]2eq
1,6 x10 – 5 = x (0,1 +2x) 2
Desprecio el valor de 2X 1,6 x10 – 5 = x (0,1) 2 X = 1,6 x10 – 4 M
S = [ PbCl2]dis = [Pb++]eq = x
S = X = 1,6 x10 – 4M
ndis = 1,6 x 10-4M (0,1 l.) = X = 1,6 x10 – 5 M
%dis = % dis = 0,44 %.
Por el efecto de ión-común la solubilidad es mucho menor que en agua pura
CAMBIOS EN LA SOLUBILIDAD
La solubilidad de un compuesto depende, entre otros factores, del medio de disolución, por ello, así como el efecto de ión común disminuye la solubilidad, es posible que, como consecuencia deuna reacción química, la concentración disuelta sea mayor que en el agua pura.
EJEMPLO N° 3:
El Hidróxido de plata (AgOH) tiene Kps = 1,5 x 10 – 8. Calcular:
a. Solubilidad en agua pura.
b. Solubilidad en una solución 0,05 M. en Ba(OH)2.
c. Solubilidad en una solución 0,1 M en HNO3.
R E S O L U C I Ó N:
a) Se plantea el siguiente equilibrio, en agua pura:
AgOH (S)
Ag+
+
OH –
ni
ni
0
0
eq)ni – ndis
x
x
Kps = [Ag +]eq[ OH-]eq.
1,5x 10-8 = (x)( x)
x = 1,22 x 10-4 M
De acuerdo a la estequiometría: S = [ AgOH]dis = [ Ag+]eq. = x
b) Como el Ba(OH)2 es una base fuerte, se escribe:
Ba(OH)2
Ba++ (ac)
+
2 OH- ac)
0,05
0
0
0
0,05
0,1
El OH- es un ión común. La concentración que proviene del Ba(OH)2 es la inicial para el equilibrio de solubilidad:
AgOH(S)
Ag+
+
OH –
i
ni
0
0,1
eq
n - ndis
x
0,1 + x
Kps= [Ag+]eq [OH-]eq.
1,5x10-8 = (x) (0,1+x)
Desprecio el valor de X x+0,1 0,1 x = 1,5x10-7 M
S = [AgOH]dis = [Ag+]eq. = x
S = 1,5x10-7 M.
La solubilidad en esta solución con ión común es mucho menor que la solubilidad en agua pura.
c)Como el HNO3 es un ácido fuerte, se escribe:
HNO3
H+(ac)
+
NO3 –(ac)
0,1
0
0
0
0,1
0,1
Al mezclar un ácido con una base, que no son conjugados, ocurre una neutralización: En este caso reacciona una base poco soluble (sólido) con el ácido en solución (neutralización heterogénea).
Como para que se cumpla la solubilidad de un compuesto se debe establecer un equilibrio entre el sólido que no se disuelve y la solución, el HNO3 es el reactivo limitante yqueda lo siguiente:
AgOH(S)
+
H+(ac)
Ag+
+
H2O
i
ni
0,1 M
0
f
nf
0
0,1 M
Con lo que queda de esta reacción, se plantea el equilibrio de solubilidad que es el estado final del sistema:
AgOH (S)
Ag+
+
OH –
i
nf
0,1
0
-ndis
x
x
eq
nf - ndis
X + 0,1
x
Kps= [Ag+]eq [OH-]eq.
1,5x10-8 = (x) (0,1+x)
Desprecio el valor de X x+0,1 0,1 x =...
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