Kps ley de accion de masa

1. LEY DE ACCION DE MASAS APLICADA A LAS REACCIONES ANALÍTICAS.SISTEMAS
HETEROGENEO.

2. LEY DE ACCION DE MASASEstablece que la rapidez de una reacción química es
proporcional a las “masas activas” de las sustancias
reaccionantes presentes en cualquier momento.
Guldberg y Waage
Las masas activas pueden ser concentraciones o
presiones.
Sea la Reacción :
Aa + Bb ---------- Cc + dD
Según Guldberg y Waage la rapidez de la reacción
es igual a una constante por la concentración de
cada especie elevada a la potencia del número de
moléculas que participan en la reacción; es decir
Rapidezf = kf [A]a [B]b
Kf = constante de rapidez

3. Rapidezf = k b [C] c [D d Donde Rapidez f representa la rapidez
de la reacción hacia adelante
(productos)
Para un sistema en equilibrio la rapidez hacia adelante es igual y en
sentido contrario resultan igual.
Kf [A]a[B]b = Kb [C]c[D]d
[A]a[B]b
[C]c[D]d
=
Kf
Kb
= K

4. PRODUCTOS DE SOLUBILIDAD
Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad fija de
disolvente, a determinada temperatura
Cantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada en una
cantidad dada de disolvente, a determinada temperatura.
Solubilidad (S) gramos soluto / 100 ml disolvente
gramos soluto / l disolución moles
soluto / l disolución (S molar) S
Solubilidad de un soluto en un disolvente:
Ejemplo NaCl en agua a 0ºC S = 35,7 g/100 ml agua
< S → solución insaturada
= S → solución saturada
> S → solución sobresaturada

5. Análisis de la solubilidad
1- Aspecto cualitativo:
¿Qué tipo de solutos son más o menos solubles en un determinado
solvente?
2- Aspecto cuantitativo:
¿Qué cantidad de compuesto se solubiliza? ¿Qué factores afectan la solubilidad
del mismo?
Caso general : soluciones acuosas
• Solubles (S > 2×10-2 M)
Sólidos iónicos • Ligeramente solubles (10-5 M < S < 2×10-2 M)
• Insolubles (S < 10-5 M)
solución diluida ≠ solución insaturada

6. Reacciones de precipitación: Aquéllas que dan como resultado la formación
de un producto insoluble.
Precipitado: Sólido insoluble que se forma por una reacción en disolución
Al mezclar dos sales solubles que forman un precipitado
PbCrO4(s) Pb2+
(ac) + CrO4 2-
(ac)
PbCl2 + K2CrO4 PbCrO4 + 2 Cl- + 2K
Solubilización
Precipitación

7. Kps: Constante de equilibrio para el equilibrio que se establece entre un soluto
sólido y sus iones en una disolución
PbCrO4(s) Pb2+
(ac) + CrO4 2-
(ac)
Kc= [Pb2+][CrO4 2- ] = 2,0 x 10-14 = Kps
Recordar: los sólidos puros no intervienen en la expresión de Kc, por ser su
concentración constante
Ejemplos: Escribir la ecuación para el equilibrio de solubilidad y la expresión de
Kps para: a) CaF2, b) Ca3(PO4)2
a) CaF2 (s) Ca2+
(ac) + 2 F-
(ac)
Kps = [Ca2+ ] [F- ]2 = 4,0 x 10-11

8. b) Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+
(ac) + 2 PO4
3-
(ac)
Kps = [Ca 2+ ]3[PO4
3- ]2 = 1,2 x 10-2
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD vs SOLUBILIDAD
• Constante del producto de solubilidad
(adimensional).
• Sólo varía con T
• Concentración de una solución
saturada (g/ml, M)
• Es afectada por diversos factores
(además de T)
Kps y solubilidad
S S(molar) [ ]eq Kps
ESTAN RELACIONADAS , SE PUEDE OBTENR UNA EN FUNCIÓN DE LA
OTRA

9. CÁLCULO DE KPS A PARTIR DE DATOS DE SOLUBILIDAD
La solubilidad del oxalato de calcio (CaC2O4) a cierta temperatura es 6,1x10-3
g/l de solución. ¿Cuál es su Kps a esa temperatura? (PM: 128 g/mol).
CaC2O4(s) Ca2+
(ac) + C2O4
2-
(ac) S 6,1x 10 g/l −3 = Kps ?
Kps = [Ca2+
(ac) ][C2O4
2-
(ac) ]
S= 6.1 X10 -3 g/L SM = S(g/l) = mol/L
PM (g/mol)
S S(molar) [ ]eq Kps
SM = 6.1X10 -3 g/L * 1Mol
128 g/mol
= 4.76 x10-5 mol / L de CaC2O4

10. CaC2O4(s) Ca2+(
ac) + C2O4
2-
(ac)
X X
Kps = [x] [x]
Kps = [Ca2+][C2O4
2- ] = X.X = X2 = SM
2
Kps = (4,76x10-5)2 = 2,27 x 10-9

12.  EQUILIBRIOS DE 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.
Constante de producto de solubilidad “Kps”
Por ejemplo: consideremos el AgCl:
H2O
AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)
K = [Ag+][Cl-] / [AgCl]
[AgCl ] = constante.
Kps = [Ag+][Cl-] en C.S.: 25ºC y 1atm.

13. Otros ejemplos de sales poco soluble:
CaF2(s)  Ca2+(ac) + 2F-(ac) Kps = [Ca2+][F-]2
Ag2CrO4(s)  2Ag+(ac) + CrO4
2- Kps = [Ag+]2[CrO4
2-]
Ca3(PO4)2(s)  3Ca2+(ac) + 2PO4
3- Kps = [Ca2+]3[PO4
3-]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 y [Cl-]o son concentraciones iniciales y no de equilibrio

14. Q < Kps Disolución insaturada (No precipita)
Q = Kps Disolución saturada “equilibrio” (No precipita)
Q > Kps Disolución sobresaturada (Precipita)
Para las sales poco solubles se pueden dar las tres siguientes
situaciones:
La solubilidad Molar “S”: Son los moles de soluto disuelto
por litro de solución: mol/L.
 La S se puede utilizar para determinar el Kps y
viceversa.

15. Resp: PM = 107,9+35,45=143,35 g/mol
S = 1,92x10-3/143,35 = 1,34x10-5 mol/L (molar)
Ej 1. Si 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 u.m.a.
AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)
S S
Kps = [Ag+][Cl-] = SxS =S2 = (1,34x10-5)2
Kps = 1,8x10-10

16. Ca3(PO4)2(s)  3Ca2+(ac) + 2PO4
3-(ac);
Equilibrio: 3S 2S
Ej 2. El Kps del Ca3(PO4)2 es 2,1x10-26. Calcule la
solubilidad molar (S) de la sal.
Kps = [Ca2+]3[PO4
3-]2
Kps = [3S]3[2S]2
2,1x10-26 =108S5
S = 5(1,94x10-28)
S = 2,87x10-6 M

17. Para obtener un precipitado dado, se debe cumplir:
Q > Kps
Es decir, solución esta sobresaturada a una temperatura y presión
constante.
 I. PREDICCIONES DE LAS REACCIONES DE
PRECIPITACION
De la relación entre la solubilidad y el Kps se puede predecir si se
formará o no un determinado precipitado.

18. Rep: [Cl-]o = 10-3x5/55 = 9,09x10-5 M
[Ag+]o = 10-5x50/55 = 9,09x10-6 M
Q = [Cl-]o[Ag+]o
 Ej 3. Al mezclar 5 ml de NaCl 10-3 M con 50 ml de AgNO3
10-5 M.
a) ¿Precipitación el AgCl?
Q = 9,09x10-5x9,09x10-6 = 8,3x10-10
Q > Kps “hay precipitación”

19. SEPARACIÓN DE IONES POR PRECIPITACIÓN
FRACCIONADA
Las soluciones salinas en ocasiones es conveniente separarlas en
sus iones constituyentes. Se puede realizar esta separación mediante
la utilización de un reactivo especifico ó por ajuste del pH de la
solución.

20. Ej 4 Se dispone de una solución que contiene iones: Cl-, Br- y
CrO4
2- en una concentración de 0,01 M y se agrega lentamente
sobre esta solución AgNO3, considerando que no hay cambio de
volumen:
a) Que anión precitita primero.
b) cual es la concentración del primer anión cuando comienza a
precipitar el segundo.
c) que % de los dos primeros aniones ha precipitado cuando
comienza a precipitar el tercer anión.
xxxxxxxxxxxxxx

21. b) [Br-] = KpsAgBr /1,8x10-8 = 4,3x10-5 M
Datos: KpsAgCl=1,8x10-10, KpsAgBr=7,7x10-13, KpsAg2CrO4=1,2x10-12
Resp:
a) Cl-; [Ag+] = KpsAgCl /0,01 = 1,8x10-10/0,01 = 1,8x10-8 M (pp. 2º)
Br-; [Ag+] = KpsAgBr /0,01 = 7,7x10-13/0,01 = 7,7x10-11M (pp. 1º)
CrO4
2-; [Ag+] = (KpsAg2CrO4 /0,01) = 1,1x10-5 M (pp. 3º)
Por lo tanto; Precipita primero Br-

22. c) [Br-] = KpsAgBr /1,1x10-5 = 7x10-8 M
(0,01-7x10-8)/(0,01)x100 = 99,9993 % pp de Br-
[Cl-] = KpsAgCl /1,1x10-5 = 1,6x10-5 M
(0,01-1,6x10-5)/(0,01)x100 = 99,84 % pp. de Cl-

23. Por ejemplo, suponiendo que se agrega AgNO3 a una disolución
saturada de AgCl, aquí el ion común de las sales es Ag+.
El incremento de [Ag+] producirá que Q > Kps. Para reestablecer
el equilibrio, precipitará una parte de AgCl, hasta que
Q = Kps.
EL EFECTO DEL ION COMUN SOBRE LA SOLUBILIDAD
Como se sabe Kps es una constante de equilibrio y la precipitación
se cumple siempre que el producto ionico Q > Kps.
Conclusión: el efecto del ion común es una disminución de la
solubilidad de la sal (AgCl) respecto a la que tiene en agua pura.

24. Resp a) Equilibrio: AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)
S +10-3 S
Kps = [S][S+10-3]  [S][10-3] (C/Kps >> 400)
S = 1,8X10-7 M
Ej 5. Calcule la solubilidad de AgCl en:
a) una solución 10-3 M de AgNO3
b) en agua pura
(dato: KpsAgCl= 1,8x10-10)
b) Kps = [S][S]= S2  S = Kps=1,8X10-10 = 1,34X10-5 M
1,34x10-5/1,8x10-7 = 74
Por lo tanto: AgCl es 74 veces más soluble en agua pura que en una
solución 10-3 M de AgNO3.

25. a) R: [Cl-]o = 10-3x5/55 = 9,09x10-5 M
[Ag+]o = 10-5x50/55 = 9,09x10-6 M
Q = [Cl-]o[Ag+]o
 Ej 6. Al mezclar 5 ml de NaCl 10-3 M con 50 ml de AgNO3
10-5 M.
a) ¿cual es la concentración de equilibrio de todas las especies
en la solución resultante?
b) ¿cuánto mmoles de AgCl precipitan?. Dato: Kps=1,8x10-10
Q = 9,09x10-5x9,09x10-6 = 8,3x10-10
Q > Kps “hay precipitación”

26. y Luego se estable el equilibrio (Molar):
AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)
Eq (M) S S+8,18x10-5
a) Rep: Ag+(ac) + Cl-(ac)  AgCl(s)
Inicio: 5x10-4 mmol 5x10-3 mmol
Rx: 0 4,5x10-3 mmol 5x10-4 mmol
Molar: 0 8,18x10-5 Molar
Kps = [S][S+8,18x10-5]
C/Kps = 8,18·10-5/1,8·10-10 = 4,5·105 > 400 (se puede aprox.).
S  Kps / [8,18x10-5]

27. [Ag+] = S = 2,2x10-6 M
[Cl-]= S + 8,4x10-5 = 8,62x10-5 M
[Na+] = 9,09x10-5 M
[NO3
-]= 9,09x10-6 M.
S= 2,2X10-6 M
b) AgCl : (5x10-4 -2,2x10-6x55) = 3,8x10-4 mmoles precipitan.

28.  IV. EL EFECTO DEL pH SOBRE LA SOLUBILIDAD
La solubilidad de muchas sustancias también depende del pH de la
disolución. Sustancia tales como bases y ácidos pocos solubles se
pueden disolver más en medios ácidos y básicos respectivamente.

29. [OH-] = 2S = 2x1,6x10-5 M = 3,2X10-5 M
pOH = 4,5  pH = 14 - 4,5
pH = 9,5
Ej 7. Fe(OH)2(s)  Fe2+ + 2OH- Kps = 1,6x10-14
S 2S
Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][2S]2 = 1,6x10-14
S= 1,6x10-5 M

30. Por lo tanto, a pH < 9,5 la solubilidad del Fe(OH)2 debe aumentar,
ya que aumenta [H+] y disminuye [OH-]
En consecuencia la [Fe2+] aumenta.
Y a pH > 9,5 la solubilidad del Fe(OH)2 debe disminuir.
En consecuencia la [Fe2+] disminuye

31. Ej 7.2 cuanto disminúye la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 10
Resp. pH = 10  pOH = 14 - 10 = 4, [OH-] = 10-4 M
Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-4]2 = 1,6x10-14
S = 1,6X10-6 M
1,6X10-6 / 1,6X10-5 = 1/10 veces.
Disminuye 10 veces.
Ej 7.1 cuanto aumenta la solubilidad de Fe(OH)2 a pH = 9
Resp pH = 9  pOH = 14 - 9 = 5, [OH-] = 10-5 M
Kps = [Fe2+][OH-]2 = [S][10-5]2 = 1,6x10-14
S = 1,6X10-4 M
Aumenta: 1,6X10-4 / 1,6X10-5 = 10 veces.

32. Dentro del control de la solubilidad por el pH, es interesante
estudiar la precipitación selectiva ó fracciona de cationes metálicos
en forma de carbonatos ó sulfuros. La precipitación selectiva ó
fraccionada de un catión determinado, se logra por el control de pH
por adición de un ácido ó una base fuerte al medio que se mantiene
saturado de:
CO2 (g) (ó H2CO3) ) = 0,02 M (saturado)
ó H2S(g) = 0,1 M (saturado)

33. Recordar, el sistema de carbonatos:
CO2(g) + H2O  H2CO3
H2CO3  HCO3
- + H+ Ka1
HCO3
-  CO3
2- + H+ Ka2
____________________________________
H2CO3  CO3
2- + 2H+ K= Ka1xKa2
K= [CO3
2- ][H+]2 / [H2CO3]
[CO3
2-] = K [H2CO3] /[H+]2 = Ka1xKa2x0,02/[H+]2
[CO3
2-] = 4,048x10-19 / [H+]2

34. Ej 8 Una solución contiene nitratos de sodio, de bario, de plata y de
plomo (II), todos a una concentración de 0,2 M. Esta solución se
mantiene saturada de CO2 (0,02 M).
a) que catión precipita en forma de carbonato,
b) a que pH comienza a precipitar el BaCO3,
c) que cationes precipitan cuando el pH se ajusta a 5,
d) a pH 5 que % de los cationes a precipitado
e) cuantos litros de CO2 se han consumido a dicho pH por litro de
solución en C.N.
Datos: Ka1= 4,6x10-7, Ka2 = 4,4x10-11, Kps (BaCO3) = 8,1x10-9,
Kps(Ag2CO3) = 8,1x10-12, Kps(PbCO3) = 3,3x10-14

35. a) ¡saber la [CO3
2-]¡:
[CO3
2-] = 4,048x10-19 / [H+]2
1er Eq H2CO3  HCO3
- + H+
Equilibrio (M) 0,02- X X X
Ka1 = [HCO3
-][H+] / [H2CO3]
Ka1= 4,6x10-7 = X2/(0,02-X)
X = [H+] = 9,6x10-5 M
R: Obs. : El Na+ no precipita como Na2CO3, ya que esta sal es
altamente soluble

36. [CO3
2-] = 4,048x10-19 / [H+]2
[CO3
2-] = 4,048x10-19 / (9,6x10-5)2 = 4,4x10-11 ( Ka2)
¡La segunda ionización del ácido carbónico no altera
significativamente el pH¡ (Tarea confirmar esta aseveración).
¿que carbonato pp?: Q (v/s) Kps
QBaCO3 = [0,2][4,4x10-11] = 8,8x10-12 < KpsBaCO3 no pp.
QAg2CO3 = [0,2]2[4,4x10-11] = 1,76x10-12 < KpsAg2CO3 no pp.
QPbCO3 = [0,2][4,4x10-11] = 8,8x10-12 > KpsPbCO3 precipita
Sólo pp Pb2+ como [PbCO3]

37. c) pH = 5  [H+] = 10-5 M.
[CO3
2-] = 4,048x10-19 / [10-5]2 = 4,05x10-9 M
b) 0,2x[CO3
2-] = KpsBaCO3 [CO3
2-] = 8,1x10-9/0,2 = 4,05x10-8 M.
[CO3
2-] = 4,048x10-19 / [H+]2
[H+] = 3,16x10-6 M  pH = 5,5
¿que carbonato pp?: Q (v/s) Kps
QBaCO3 = [0,2][4,05x10-9] = 8,1x10-10 < KpsBaCO3 no pp.
QAg2CO3 = [0,2]2[4,05x10-9] = 1,62x10-10 > KpsAg2CO3 precipita.
QPbCO3 = [0,2][4,05x10-9] = 8,1x10-10 > KpsPbCO3 precipita.
Precipitan Pb2+ y Ag+ como PbCO3 y Ag2CO3 respectivamente.

38. PbCO3  [Pb2+] = (KpsPbCO3 / 4,05x10-9) = 8x10-6 M
(0,2-8x10-6)/0,2 x 100  100 % pp de Pb2+.
d) BaCO3 no ha precipitado a pH = 5 (0 % pp de Ba2+).
Ag2CO3  [Ag+] =  (KpsAg2CO3 / 4,05x10-9) = 0,0447 M
(0,2-0,0447)/0,2 x 100 = 77,64 % pp de Ag+.
e) ½ (0,2x0,7764) + 0,2x1 = 0,27764 moles CO2 (1 L de sol.)
0,27764 moles x(22,4 L /mol) = 6,22 L de CO2 / L de solución.