4. OTROS EQUILIBRIOS QUIMICOS (6 clases)
4.1. Otros Equilibrios químicos
4.1.1. Equilibrios de solubilidad
4.1.1.1. Conceptos de solubilidad
4.1.1.2. Factores que afectan la solubilidad
4.1.1.3. Producto de solubilidad y precipitación
4.2. Oxidación y Reducción
4.2.1. Reacciones de oxidación y reducción
4.2.2. Balanceo de reacciones
4.2.3. Predicción de reacciones (Potenciales estándar)
4.2.4. Ecuación de Nerst, Celdas de concentración
4.3. Electroquímica
4.3.1. Conceptos termodinámicos de electroquímica
4.3.2. Tipos de electrodos, uniones líquidas, celdas electroquímicas
4.3.3. Conceptos de sistemas y procesos electroquímicos
4.3.3.1. Corrosión, pilas y baterías
4.3.3.2. Electrocrómicos y electrofotovoltaicos
4.4. Equilibrios de Complejos
4.4.1. Formación y estabilidad de hidro-complejos
4.4.2. Solvatación de iones y constante de estabilidad de hidro-complejos
4.4.3. Mezclas de complejos y relación entre constantes de equilibrio de mezclas de
complejos.
CLASE 1
3.1.1. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
• 1 disolución o solución es 1 mezcla homogénea en las que las
partículas de la fase dispersa (SOLUTO) tienen el tamaño de
átomos o moléculas.
• Es posible disolver a 1 soluto en 1 disolvente si las atracciones
entre las partículas S y D son mayores que las atracciones entre
las partículas D entre sí y las de S entre sí
3.1.1.1. Conceptos de Solubilidad
Disolvente D= H2O
Soluto S= sólido (sal)
“La SOLUBILIDAD de 1 soluto
particular es la cantidad máxima
de ese S que se puede disolver
en 1 cierta cantidad de D a 1
determinada T”
• En H2O se expresa como los g de S que
logran disolverse en 100ml de H2O a 25°C
¿A que se debe las diferencias de Solubilidad?
• SOLVATACIÓN
MX (s) + H2O  M+(ac) + X-(ac)
Sal iónica
Se solvata en 2 pasos
MX (s)  M+(ac) + X-(ac)
1 U0
2
M+(g)
+
X-(g)
Hhidr
1 Ruptura de la Red Cristalina: es necesario suministrar E para vencer las fuertes
atracciones electrostáticas que mantienen unidos a los iones en el sólido cristalino.
2 Hidratación de Iones: se desprende E porque se establecen atracciones
electrostáticas tipo ION-DIPOLO entre los iones y el agua.
Para que la SOLUBILIDAD sea
favorecida energéticamente
Hhidr > U0
3.1.1.1. Producto de solubilidad
¿Cómo se cuantifica la solubilidad?
• Los valores de solubilidad se encuentran en tablas (g S/ ml D).
• Solubilidad Molar: con la masa molecular de S sabemos los moles x L.
• Las sales iónicas que son ligeramente solubles se suele cuantificar su
solubilidad mediante el estudio del siguiente equilibrio:
MX (s) 
M+(ac)
+
X-(ac)
K = [M+] [X-]
[MX]
Es 1 sólido
K [MX] = [M+] [X-] = Kps Constante del producto de solubilidad
Kps = [M+] [X-]
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD de 1 compuesto iónico es el producto de las
concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a
la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.
EJEMPLO
AgNO3 se añade a una disolución de NaCl y se forma 1 sólido poco soluble AgCl. No
todos los iones Ag+ se encuentran formando AgCl, sólo algunos están disueltos.
AgCl (s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)
Kps= [Ag+][Cl-]
PbI2 (s)  Pb+2(ac) + 2I-(ac)
Kps= [Pb+2][I-]2
Ag2SO4 (s)  2Ag+(ac) + SO4-2(ac)
Kps= [Ag+]2[SO4-2]
Mg3(PO4)2 (s)  3Mg+2(ac) + 2PO4-3(ac) Kps= [Mg+2]3[PO4-3]2
NOMBRE
FÓRMULA
Kps
pKs
Cloruro de Plata
AgCl
1.6x10-10
9.8
Cloruro de Plomo
PbCl2
2.4x10-4
3.62
Cloruro de mercurio (I)
Hg2Cl2
3.5x10-18
17.46
Bromuro de plata
AgBr
7.7x10-13
12.11
Yoduro de plata
AgI
8.3x10-17
16.08
Carbonato de Magnesio
MgCO3
4.0x10-5
4.4
Carbonato de calcio
CaCO3
8.7x10-9
8.06
Hidróxido de cobre (II)
Cu(OH)2
2.2x10-20
19.66
Sulfuro de plomo
PbS
3.4x10-28
27.47
EJEMPLO
Para el AgI a 25°C, el Kps es 8.3x10-17, calcular la [Ag+] y [I-]
Kps = [Ag+][I-] = 8.3x10-17
[Ag+] = [I-] = (8.3x10-17)1/2 = 9.11x10-9
Sí [Ag+] y [I-] son menores a 9x10-9 no habrá precipitación de AgI
Ejemplos en pizarrón
3.1.1.2. Factores que afectan la solubilidad
EFECTO DE ION COMÚN
Se tiene una solución saturada de CaF2 y se establece el equilibrio
CaF2 (s)  Ca+2(ac) + 2F-(ac)
Kps= [Ca+2][F-]2= 4x10-11
Ca+2  2F- ; [F-] = 2[Ca+2]
[Ca+2] [2[Ca+2]]2 = 4x10-11 = Kps = 4 [Ca+2]3
[Ca+2] = 2.16x10-4M
Que pasa sí a esta disolución le agrega un poco de NaF, que es más
soluble en agua? Cual será la [Ca+2] de modo que la [F-]=0.1M?
“Sí [P], el equilibrio tenderá a los R” ; Un  en la [F-] desplazará el equilibrio hacia CaF2
CaF2 (s)  Ca+2(ac) + 2F-(ac)
Se forma + s
+ F-(ac)
[Ca+2] = 4x10-11 / [0.1]2 = 4x10-9
Kps= [Ca+2][F-]2= 4x10-11
La [Ca+2] en presencia de NaF 0.1M es 53,500 veces
menor que en agua pura. (2.16x10-4M/4x10-9M).
Se desplaza el equilibrio al añadir un compuestro que tiene
un ION en COMUN con las sustancias precipitables.
EFECTO DEL pH
• En muchos casos, los aniones que conforman una sal poco soluble tienen
características básicas (gran afinidad por H+). Ej.- hidróxidos
Cu(OH)2  2OH-(ac) + Cu+2 (ac) , Kps = [Cu+2][OH-]2 =2.2x10-20
• El ion Cu+2 tenderá a precipitar como hidróxido al encontrarse en ½
abundante en iones OH-.
• La adición de H+ al medio elimina los OH-, formando agua, aumentando
así la concentración de Cu+2(ac) en la disolución.
• ¿Cuál sería la solubilidad molar del Cu+2 en una disolución saturada de
Cu(OH)2 en agua pura y comparémosla con su solubilidad en un medio
amortiguado a pH=7 y uno a pH=5
Kps = [Cu+2][OH-]2 =
[Cu+2]{2[Cu+2]} = 2 2.2x10-20
Kps = [Cu+2][OH-]2 =
[Cu+2][1x10-7] = 2 2.2x10-20
pH=5
[H+]= 1x10-5M
[OH-]=1x10-9M
Kps = [Cu+2][OH-]2 =
[Cu+2][1x10-9] = 2 2.2x10-20
[Cu+2] = 1.76545 x 10-7M
[Cu+2] = 2.2 x 10-6M
[Cu+2] = 2.2 x 10-2M
Agua pura
[OH-]= 2[Cu+2]
pH=7
[OH-]= [H+]= 1x10-7M
EJEMPLO
EL pH se modifica de manera importante la solubilidad de las sustancias, tales
como en los carbonatos
CuCO3  CO3-2(ac) + Ca+2 (ac) , Kps = [Ca+2][CO3-2] =8.7x10-9
El ion carbonato que se llega a disolver en muy pequeñas cantidades en el
agua, participa a su vez en un equilibrio ácido-base, formando el ion
bicarbonato:
CO3-2 + H2O  HCO3-(ac) + OH- (ac)
El ion bicarbonato también es una BASE y reacciona con el agua para formar
ácido carbónico que inmediatamente se descompone en agua y dioxido de
carbono:
HCO3- + H2O  H2O + CO2(g) + OH- (ac)
se desplaza hacia la derecha en estos equilibrios si se disminuye la
concentración de alguno de los productos.
Sí se agrega H+, reaccionará con el OH- formando agua y al disminuir la [OH-]
disminuirá la concentración original de CO3-2. y el equilibrio también se
desplazará a la derecha.
Ejemplos en pizarrón
Tarea
1. Escribe la expresión para la constante del producto de solubilidad de las siguientes sales: a)
AgOH, b) HgBr2, c)Tl2SO4, d)BaCO3, e) Fe2S3, d)Hg2Cl2, f) PbSO4
2. Considera disoluciones saturadas de las siguientes sales. Encuentra en cada caso, el valor de
“x” que da la relación entre la concentración al equilibrio del catión y la del anión.
a) BaSO4, [Ba+2] = x[SO4-2], b) HgBr2, [Hg+2] = x[Br-], c) MgF2, [F-] = x[Mg+2],
d) Ag2SO4, [Ag+] = x[SO4-2], e) Mg3(AsO4)2, [AsO4-3] = x[Mg+2], f)Al(OH)3, [OH-] =x[Al+3].
3. Calcula el valor de la constante del producto de solubilidad para el sulfuro de manganeso(II),
sabiendo que después de mezclar este sólido con agua y agitar hasta alcanzar el equilibrio, la
concentración de manganeso es 1.732x10-7M
4. Calcula el valor de la constante del producto de solubilidad para el fluoruro de plomo PbF2,
sabiendo que después de mezclar este sólido con agua y agitar hasta alcanzar el equilibrio, la
concentración de plomo es de 2.1722x10-3M
5. Calcula la solubilidad del Pb+2 y la del Cl- en una disolución saturada de PbCl2.
6. Calcula la solubilidad del ion Pb+2 en un litro de disolución saturada de PbCl2 a la que se han
añadido 25g de NaCl.
7. Calcula la solubilidad del ion Cl- en un litro de disolución saturada de PbCl2 a la que se han
añadido 25g de Pb(NO3)2 que es soluble en agua
8. A partir del producto de solubilidad, calcula la solubilidad del Zn(OH)2 en agua pura. Calcula
después su solubilidad molar en un medio amortiguador de pH=9 y uno de pH=7.
9. Calcula el pH de precipitación del Fe(OH)3, sabiendo que su producto de solubilidad es Kps=
1.1x10-36
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