ÁCIDOS Y BASES PARTE 2: pH DE LAS DISOLUCIONES DE SALES

UNIDAD DIDÁCTICA 7: ÁCIDOS Y BASES (2ª PARTE)

APARTADO 16 - SOLUBILIDAD y Ph

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 7

ÁCIDOS Y BASES

PARTE 2: pH DE LAS DISOLUCIONES DE SALES. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. INDICADORES.

16.- SOLUBILIDAD Y pH

ESTUDIA / APRENDE

El repaso de los conceptos: disolución saturada, solubilidad y producto de solubilidad.

La resolución de problemas utilizando estos conceptos

La influencia en la solubilidad del ion común.

La influencia del pH en la solubilidad.

La resolución de ejercicios.

En el apartado 5 del tema “Repaso de Conceptos” (unidad didáctica 0) hicimos una aproximación al concepto de solubilidad y estudiamos las curvas de solubilidad. Enganchando con ese apartado nos acercamos en el apartado 6 del tema “El Equilibrio Químico” (unidad didáctica 6) a las reacciones de precipitación y al concepto y valor del producto de solubilidad. Ahora veremos cómo afecta el pH a la solubilidad.

Hagamos antes un pequeño repaso. Vimos cómo las reacciones de precipitación son un tipo común de reacciones en disolución acuosa que se caracterizan por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución.

Así por ejemplo en la reacción entre una disolución de nitrato de plomo(II) y otra de yoduro de potasio observamos la aparición de un precipitado amarillo que corresponde a la formación de yoduro de plomo(II), sal insoluble en agua.

𝑃(𝑁𝑂3)2 (𝑎𝑐) + 2𝐾𝐼 (𝑎𝑐) 𝑃𝑏𝐼2(𝑠) + 2 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

RECUERDA

Se llama disolución SATURADA a aquella que no admite más cantidad de soluto.

Antes de alcanzar ese límite, se dice que tenemos una disolución no-saturada.

Si calculamos la concentración de la disolución saturada de una cierta sustancia a una temperatura

determinada, encontramos siempre el mismo valor. Dicha concentración recibe el nombre de SOLUBILIDAD.

SOLUBILIDAD de una sustancia en un determinado disolvente es la CONCENTRACIÓN de su disolución

SATURADA.

Para predecir la formación de un precipitado hay que tener en cuenta por tanto la solubilidad del soluto.

El PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps) es la constante de equilibrio para el proceso de disociación de un sólido insoluble que se disocia en iones. Como la concentración del sólido precipitado no varía no se incluye en la constante y esta se expresa solo como el producto de las concentraciones de los iones elevadas a sus coeficientes estequiométricos (siguiendo la ley de acción de masas).

Así por ejemplo en el cloruro de plata se produce el equilibrio:

𝐴𝑔𝐶𝑙 (𝑠) ⇌ 𝐴𝑔+(𝑎𝑐) + 𝐶𝑙— (𝑎𝑐) 𝐾𝑝𝑠 = [𝐴𝑔+]·[𝐶𝑙—]

Las sales solubles presentan valores de Kps grandes, por lo que no se consideran, por la misma razón que no se consideran los valores de Ka de los ácidos fuertes.




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Podemos saber si una disolución está saturada o no conociendo el valor del cociente de reacción frente a Kps.

Disolución no saturada (sin precipitación) Qps < Kps

Disolución saturada (sin precipitación) Qps = Kps

Disolución sobresaturada (existe precipitación) Qps > Kps

Podemos expresar la solubilidad en tanto por ciento en peso, en g/L o en molaridad. A esta última expresión la llamamos también solubilidad molar.

• Solubilidad (g/L): Gramos de soluto disueltos en 1 L de disolución saturada

• Solubilidad molar (mol/L): Moles de soluto disueltos en 1 L de disolución saturada

El producto de solubilidad y la solubilidad son cantidades que están relacionadas, y conociendo una podemos conocer la otra. Conviene tener siempre en cuenta los siguientes puntos:

RESUMEN IMPORTANTE

1. La solubilidad es la cantidad de sustancia que se disuelve en una cantidad determinada de agua para producir una disolución saturada y se puede expresar en % en peso, en g/L o mol/L.

2. El producto de solubilidad es una constante de equilibrio y tiene las propiedades de esta.

3. La solubilidad y el producto de solubilidad se refieren siempre a una disolución saturada.

4. Factores como la temperatura y la presión influyen en este equilibrio, cambiando así la solubilidad.

EJERCICIOS RESUELTOS

Calcular las concentraciones de los iones Ag+ y CrO42– en una disolución saturada de cromato de

plata, sabiendo que su producto de solubilidad es 1,9·10—12.

El equilibrio de solubilidad del cromato de plata es:

Ag2CrO4 (s) 2Ag+ (ac) + CrO42– (ac)

Al estar saturada la concentración del ion plata será dos veces el valor de la solubilidad (concentración de la disolución saturada) y la concentración del ion cromato coincidirá con el valor de la solubilidad:

2—4

2 22— 3p

12

s 4

3ps

2

1253

5 4

—4

5

Ag

CrO

K Ag CrO 2S · S 4S

K 4

2S

S

1,9 10

1,9 10

S

Ag

CrO

S 7,8 104

2 7,8 10 1,56 10

7,8 10

Sabiendo que el producto de solubilidad del AgCl es 1,7 10—10 a 25 0C, indica si se formará o no precipitado al añadir a un litro de disolución 0,1 M de AgNO3, otro litro de disolución 0,1 M de HCl.

Si el producto de las concentraciones de los iones en disolución es superior al producto de solubilidad precipitará, en otro caso no.

El nitrato de plata es una sal soluble y el ácido clorhídrico un ácido fuerte, ambos completamente disociados:

—

Ag—3 3

d

— — Cl2 3

d

n 0,1AgNO s Ag ac NO ac Ag 0,05M

V 1L 1L

n 0,1HCl H O Cl ac H O ac Cl 0,05M

V 1L 1L




3

2— 4

ps

10ps

ps ps

Q Ag Cl 0,05 2,5 10

K 1,7 10

Q K Existe precipitación.

La solubilidad del CaBr2 en agua es 2,0 · 10—4 mol/L a 25 0C. Calcula su producto de solubilidad, a dicha temperatura.

El equilibrio de solubilidad del bromuro de calcio es:

CaBr2 (s) Ca2+ (ac) + 2Br— (ac)

Kps = [Ca2+]·[Br—]2 Kps = S·(2S)2 = 4S3 = 4·(2,0 · 10—4)3 = 3,2 · 10—11

EFECTO DEL ION COMÚN EN LA SOLUBILIDAD

Hay que tener en cuenta que cuando añadimos un ion común estamos modificando la concentración de uno de los iones de la expresión de equilibrio, con lo que el proceso, de acuerdo al principio de Le Chatelier, se desplazará hacia la izquierda, es decir, precipitará una fracción mayor del compuesto insoluble. Por tanto, el efecto del ion común hace que disminuya la solubilidad de la sal en disolución.

EJEMPLO

Sabiendo que para el AgCl, Kps=1,7 10—10, a 25 0C, calcula la solubilidad de dicha sal: a) en agua pura; b) cuando se añade NaCl hasta que su concentración sea 0,1 M

a) El equilibrio de solubilidad del cloruro de plata es:

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl— (ac) Kps = [Ag+]·[Cl—] = 1,7 10—10

El valor de la concentración de la disolución saturada es la solubilidad. En ese instante todo el cloruro de plata estará disuelto:

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl— (ac)

Concentración inicial S – –

Concentración equilibrio – S S

— 2 —10

—10 —5

Ag · Cl S · S S = 1,7 10

1,7 10 1S 1,3 0

b) Si se añade cloruro de sodio, sal soluble que se encuentra totalmente disociada la concentración de cloruro en disolución será 0,1 M.

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl— (ac)

Concentración inicial S – 0,1

Concentración equilibrio – S 0,1 + S

—

— —10

—10—9

Ag · Cl S · 0,1 S

Al ser 0,1>>S podemos aproximar 0,1+S 0,1

Ag · Cl S · 0,1 =

S

1,7 10

1,7 101,7 10

0,1

En efecto el valor de S es despreciable frente a 0,1.




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EFECTO DEL pH EN LA SOLUBILIDAD

De forma similar, la solubilidad de muchas sustancias depende del pH de la disolución.

Si al disolverse parcialmente una sustancia poco soluble origina iones H3O+ o OH— al variar la acidez del medio también cambiará la solubilidad de la sustancia. Los casos más importantes son la solubilidad de hidróxidos y la de sales que se hidrolizan.

Por ejemplo, es el caso de los hidróxidos alcalinotérreos que son parcialmente solubles, como el Mg(OH)2.

Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (ac) + 2 OH– (ac); Kps[Mg(OH)2] = [Mg2+]·[OH–]2 = 1.8 ·10−11

Al añadir iones hidroxilos (aumento de pH) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad (en este caso sería equivalente al efecto del ion común). Si añadimos protones (disminución de pH), disminuye la concentración de hidroxilos y el equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumentando la solubilidad.

EJEMPLOS

El hidróxido de magnesio es un compuesto poco soluble en agua. Razona lo que ocurrirá si disminuye el pH del medio.

El equilibrio de hidróxido de magnesio es:

Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (ac) + 2 OH– (ac);

Si disminuye el pH del medio es que aumenta la concentración de iones hidronio u oxonio que reaccionarán con los iones hidróxido disminuyendo su concentración y haciendo que el equilibrio se desplace hacia los productos, disolviendo el precipitado y aumentando la solubilidad.

Veamos también el ejemplo del Cu(OH)2. El hidróxido de cobre(II) es un compuesto poco soluble en agua. Razona lo que ocurrirá al variar el pH del medio.

El equilibrio de hidróxido de cobre(II) es:

Cu(OH)2 (s) ⇌ Cu2+ (ac) + 2OH– (ac); Kps[Cu(OH)2] = [Cu2+]·[OH–]2 = 2,2 ·10−20

Esto significa que el ion Cu2+ precipitará como hidróxido al encontrarse en un medio abundante en iones OH— provenientes de la autoprotólisis del agua.

Sin embargo, la ley de Le Chatelier nos dice que si disminuye la concentración de alguno de los productos, el equilibrio de desplazará hacia la derecha. En este caso particular, la adición de H3O+ al medio elimina los iones OH—, formando agua, lo que provocará un aumento de la concentración de Cu2+(ac) en la disolución.

El hidróxido de hierro(III) es un compuesto poco soluble en agua.

a) ¿Qué sucede con su solubilidad al añadir disolución de una sustancia básica, por ejemplo NaOH, sólido o disuelto?

b) ¿Y qué sucederá al añadir una sustancia ácida, por ejemplo disolución de HCl?

Al añadir Fe(OH)3(s) a agua se establece el equilibrio:

Fe(OH)3(s) ↔ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq).

a) Al añadir una disolución de NaOH aumenta la [OH—], con lo que, de acuerdo también con el principio de Le Chatelier, el equilibrio de solubilidad del Fe(OH)3 se desplaza a la izquierda, y disminuye su solubilidad.

b) Al añadir una disolución de HCl aumenta la [H3O+] y disminuye la [OH—], con lo que, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio de solubilidad del Fe(OH)3 se desplaza a la derecha, y aumenta su solubilidad.




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EJERCICIOS RESUELTOS

Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, con Kps=2.79·10−39. a) Escribe la expresión del producto de solubilidad para este compuesto; b) Calcula la solubilidad (molar y en g/L) del compuesto a partir del producto de solubilidad; c) Determina la solubilidad (molar y en g/L) del hidróxido de hierro(III) a pH 4 y pH 10. Dato: Pm Fe(OH)3 = 106,87

a) El equilibrio a considerar es, por tanto:

Fe(OH)3 (s) ⇌ Fe3+ (ac) + 3OH– (ac);

La expresión del producto de solubilidad sería entonces:

Kps[Fe(OH)3] = [Fe3+]·[OH–]3 = 2,79 ·10−39

b) Dado que [Fe3+] = S (siendo S la solubilidad molar) y [OH—] = 3S (al generarse 3 moles), sustituyendo en el producto de solubilidad, obtendremos:

3 33 – 4 39

p

104

10 10 8

s 3

39

S 1,0 10 M27

moles 106,87g gS 1,0 10 M 1,0 10 1,1 10

L 1m

K Fe OH Fe · OH S 3S 27S 2,79 ·10

2,79 10

ol L

·

c)

pH 14

p333 –

ps 3

ps 3

3

H 14

pH 14

K Fe OH

pH 14 pOH 14 log OH

log OH pH 14

OH 10 M

Fe · OH S

K Fe O

10

10

HS M

A pH 4:

A pH 10:

39 39 39ps 3 9

3 3 3

9

39ps

3010pH 14 4 14

7

pH 14 10 1

3

34

K Fe OH 2,79 10 2,79 10 2,79 10S(M) M 2,79

101010 10

moles 106,87g g3,0 10

L 1m

10 M

gS 2,79 10

L

K F

ol L

10 1

e OH 2,79 1

0

0S(M) M

39 3927

3 3 124

7 252

2,79 10 2,79 102,79 10 M

gS 2,79 10

1010

moles 106,87g g3,0 10

L 1mL ol L

Queda patente la fuerte influencia del pH en los procesos de disociación donde intervienen grupos OH—. La diferencia de solubilidad entre pH 4 y 10 decrece en un factor de 1018




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Una muestra de agua de mar contiene, entre otros cationes, una concentración 0,050 M en Mg2+(ac) y 0,01 M en Ca2+(ac). Establece cuándo comenzará a precipitar cada uno de esos cationes al añadir NaOH, y la concentración de OH— al comenzar la precipitación, suponiendo que no hay variación de volumen al añadir la base.

Datos: Kps[Mg(OH)2] = 1.8 ·10−11; Kps[Ca(OH)2] = 8.0·10−6,

Una sal empezará a precipitar cuando se rebase su solubilidad a una temperatura dada, siendo Qps > Kps

211 2

ps2 2

11ps 5

22

Mg OH K Mg OH 1,8 10 Mg · OH

K 1,8 10OH 1,9 10 M

5 10Mg

Por tanto, el Mg(OH)2 empezará a precipitar cuando [OH−] > 1.9 ·10−5M

26 2

ps2 2

6ps 2

22

OH K OH 8,0 ·10 · OH

K 8,0 10O

Ca Ca Ca

CH 2,8 10 M

1 ·a 10

Por tanto, el Ca(OH)2 empezará a precipitar cuando [OH−] > 2.8 ×10−2M

El orden de precipitación será, por tanto: 1) Mg(OH)2 y 2) Ca(OH)2

EJERCICIO RESUELTO DE SELECTIVIDAD

Una disolución saturada de hidróxido de calcio presenta una solubilidad de 0,96 g·L–1. a) Formula el equilibrio de solubilidad, indicando el estado de cada especie. b) Calcula el producto de solubilidad del hidróxido de calcio. c) Calcula el pH de la disolución. d) ¿Cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de calcio un aumento de pH? DATOS: Ar (H) = 1,0 u; Ar (O) = 16,0 u; Ar (Ca) = 40,1 u (PAU Comunidad de Madrid. Julio 2020)

a) El equilibrio de solubilidad con el estado de cada especie es: Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

b) La expresión del producto de solubilidad del hidróxido de calcio es:

Kps = [Ca2+]·[OH–]2

Si llamamos S a la solubilidad de la sal la disociación sería:

Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

Concentración inicial S – –

Concentración equilibrio – S 2S

Por tanto:

Kps = [Ca2+]·[OH–]2 = S · (2 · S)2 = 4 S3

Para dar el producto de solubilidad en unidades de molaridad convertimos los g/L de la solubilidad en moles/L.

1 mol Ca(OH)2 = 1·40,1 + 2·16,0 + 2·1,0 = 74,1

2g g 1mol0,96 0,96 1,3 10 M

L L 74,1g

Sustituyendo valores en la expresión y operando se tiene el valor del producto de solubilidad de la base:

33 2 6 3

ps 4 1,3 10 M 8,8K 10 M4 S




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c) La concentración de iones hidróxidos en la disolución es:

– 2g g 1mol2S 2 0,96 2 0,96 2,6 10 M

L L 74,1OH

g

Por tanto para calcular el pH:

14

13W3 2

K 10pH log H O log log log 3,85 10 12,41

2,6 10OH

d) Aumentar el pH de la disolución significa que se incrementa la concentración de iones OH– por la adición, a la disolución, de una base. Ello provoca que el equilibrio, para mantener constante el producto de solubilidad, tenga que disminuir la concentración de iones Ca2+, consiguiéndolo al hacer que se desplace hacia la izquierda, provocando una disminución de la solubilidad de la base.

CONTESTA Y REPASA

Conociendo el producto de solubilidad del hidróxido de cinc: 2,2 10–17, calcula:

a) La solubilidad en g/L del mencionado hidróxido.

b) El pH de una disolución saturada del mismo.

Dato: P.m. Zn(OH)2 = 99,4

Cuando a una disolución acuosa de cloruro de magnesio se le añade otra de hidróxido sódico, se forma un precipitado blanco. A continuación si se adiciona una disolución de ácido clorhídrico, el precipitado se disuelve. Explica estos hechos escribiendo las reacciones correspondientes a ambos procesos.

Se prepara una disolución saturada de hidróxido de bario en agua a 25 0C, alcanzándose un valor de pH = 11.

a) Formule el equilibrio de solubilidad de la sal, indicando el estado de cada especie, y determine su solubilidad en g/L.

b) Calcule Ks.

c) Obtenga la masa máxima, en g, de hidróxido de bario que se puede disolver en 2 L de agua. Justifíque cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de bario una disminución del pH de la disolución.

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Ba = 137,3.

(PAU Comunidad de Madrid. Julio 2020. Coincidentes)

El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (III) a 25 oC es Ks = 2,8×10−39.

a) Calcule la solubilidad de este hidróxido, en g· L−1.

b) ¿Cuál será el pH de una disolución saturada de esta sal?

c) Calcule qué volumen de ácido clorhídrico comercial (densidad 1,13 g·cm–3, riqueza 36% en masa) es necesario para neutralizar una disolución saturada formada a partir de 10,7 g de hidróxido de hierro (III).

Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; O = 16,0; H = 1,0; Cl = 35,5.

(PAU Comunidad de Madrid. 2014. Modelo)

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