Capítulo 16 Equilbrio Iónico Acuoso - uprh.edu Web_General/16_Amortiguadores_2_P_S... · para amortiguadores básicos Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 18 • Para aplicar

1/9/2015

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Copyright 2011 Pearson Education, Inc.

Capítulo 16Equilbrio Iónico Acuoso

Adaptado por:

Ileana Nieves Martínez


Amortiguadores• Amortiguador o “Buffers”Soluciones que resisten pH cuando se añade ácido

base

Neutralizan el ácido o la base añadido.Su capacidad tiene un límite

Es una mezcla del par conjugado:ácido débil/base conjugada (sal con anión)

o Ejemplo: sangre - mezcla de H2CO3 y HCO3−

base débil/ácido conjugado (sal con catión). o Ejemplo: (NH4

+/NH3)

2Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

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Preparar un amortiguador ácido


Ácido débil Base conjugada

Ácido acéticoHC2H3O2

Acetato de sodioNaC2H3O2

Sol’namortiguadora


H2O

HA

¿Cómo fucionan los amortiguadores?

HA ⇌ + H3O+A−

OH−

añadido

A−nuevo

A−


HA(ac) + OH−(ac) →A−(ac) + H2O(l)

HA(ac) + H2O(l) ⇌A−(ac) + H3O+

(ac)

Neutralización

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H2O

¿Cómo fucionan los amortiguadores?

HA ⇌ + H3O+A−A−

H3O+

Añadido

HAnuevo

HA


H3O+(ac) + A−(ac) → HA(ac) + H2O(l)


(ac)

Neutralización


H2O

¿Qué efecto tiene la presencia de un ión comúnsobre los amortiguadores?

HA ⇌ + H3O+A−A−

A-

Añadido

HAnuevo

HA



(ac)

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Efecto de Ión Común



(ac)

A−(ac) + H2O(l) ⇌ HA(ac) + OH−

(ac)


Efecto de Ión Común


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Ejemplo 16.1: Calcule el pH de un amortiguador quecontiene 0.100 M HC2H3O2 y 0.100 M NaC2H3O2

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HC2H3O2 + H2O ⇌ C2H3O2 + H3O+

Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

0.100 0.100 0

0.100 x 0.100 +x

Aproximación válida

Ka = [H3O+]

= [H3O+]

─ log Ka = ─ log [H3O+]pKa = pH


Práctica − Determine el pH de un amortiguador con 0.14 M HF (pKa = 3.15) y 0.071 M KF

10

HF + H2O ⇌ F + H3O+


0.14 0.071 0

0.14 x 0.071 + x x

Aproximación válida

Cotejo de Ka

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Derivación de la ecuación de Henderson-Hasselbalch


3

3log log log

log

A

HA

A

HA

H O AKa

HA

Ka H O

pKa pH

logA

HApH pKa

Válida para x pequeño” [HA]0 y [A─] 0 > (102 ─ 103) x Ka

0log anión dela baseconjugada

ácido débilpH pKa

Despejando por pH


Ejemplo 16.2: Calcule el pH del amortiguador 0.050 M HC7H5O2

y 0.150 M NaC7H5O2

12

HC7H5O2 + H2O ⇌ C7H5O2 + H3O+

Ka (HC7H5O2)= 6.5 x 10−5


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Práctica – Determine el pH de amortiguador 0.14 M HF (pKa = 3.15) y 0.071 M KF?

13

HF + H2O ⇌ F + H3O+



Cálculo de pH al añadir OH─


HA + OH− ⇌ A + H2O

Moles inicial

Moles que rx

Moles después de rx

Adición de base:neutralización

[HA]0 [A-]0[-y]rx [+y]rx[+y]rx

[HA]0-y [A-]0+y

HA + H2O ⇌ A + H3O+Equilibrio nuevo despuésde la nuetralización

HA + H2O ⇌ A + H3O+Equilibrio en el amortiguador

[HA]0-y [A-]0+y

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Cálculo de pH al añadir H3O+


B + H3O+ ⇌ HB+ + H2O

Moles inicial

Moles que rx


Adición de ácido:neutralización

[B]0 [HB+]0[-y]rx [+y]rx[+y]rx

[B]0-y [HB+]0+y

B + H2O ⇌ HB+ + OH−

Equilibrio nuevonuevo después de la nuetralización

B + H2O ⇌ HB+ + OH−Equilibrio del amortiguador

[B]0-y [HB+]0+y


Ejemplo 16.3: Calcule el pH de un amortiguador con 0.100 molesHC2H3O2 y 0.100 moles de NaC2H3O2 en 1.00 L al que se le añade0.010 moles NaOH

16

Si lo que se añade es una base, escriba la reacción de OH− con HA. Si añade ácido, escriba la reacción para H3O+ con A−.

HC2H3O2 + OH− ⇌ C2H3O2 + H2O


0.100 0.1000.010

Moles inicialMoles que rx

0.090 0.110

-y = −0.010 +y = +0.010


neutralización

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HC2H3O2 + H2O ⇌ C2H3O2 + H3O+

pKa for HC2H3O2 = 4.745


Continuación del Ejemplo 16.3: Calcule el pH de un amortiguador con 0.100 moles HC2H3O2 y 0.100 moles de NaC2H3O2 en 1.00 L al que se le añade

0.010 moles NaOH

Base añadida sin amortiguadorBase añadida con amortiguador


• Para aplicar Henderson-Hasselbalch la reacción se escribe en forma ácida

Esto no afecta lasconcentraciones

Ecuación de Henderson-Hasselbalchpara amortiguadores básicos


• Para aplicar Henderson-Hasselbalch en forma básica

B: + H2O ⇌ H:B+ + OH−

H:B+ + H2O ⇌ B: + H3O+

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Amortiguadores BásicosB:(ac) + H2O(l) ⇌ H:B+

(ac) + OH−(ac)

• Se pueden preparar mezclando una base débil, (B:), con una sal que contenga su ácido cojugado, H:B+Cl−

H2O(l) + NH3 (ac) ⇌ NH4+

(ac) + OH−(ac)


base débil

ácidoconjugado

AmoniacoNH3

Cloruro de amonioNH4Cl

Sol’namortiguadora


Ejemplo 16.4: Calcule el pH de un amortiguador [NH3] = 0.50 M y [NH4Cl] = 0.20 M (pKb = 4.75)

20

NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH−


Procedimiento # 1: Procedimiento # 2:

pKa + pKb = 14

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Intervalo efectivo para el amortiguador

0.1 < [base]:[ácido] < 10

pH más bajo pH más alto

Por lo tanto el intervalo efectivo es pKa ± 1

Al escojer amortiguador, debe tener el pKa máscercano al pH requerido.



Ácido Fórmico, HCHO2 pKa = 3.74

Respuesta:Ácido Fórmico, HCHO2 pKa = 3.74

Ejemplo 16.5a: ¿Cuál de los ácidos a continuaciónserá la mejor elección para combinar con su sal de

sodio para hacer un amortiguador con pH 4.25?

Ácido Cloroso, HClO2 pKa = 1.95

Ácido Nitroso, HNO2 pKa = 3.34

Ácido Hipocloroso, HClO pKa = 7.54

El pKa de HCHO2 es el más cercano al pH del amortiguador deseado y junto con su par conjugado será el amortiguador más efectivo.


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Ejemplo 16.5b: Determine la razón NaCHO2 : HCHO2

necesaria para preparar un amortiguador con pH 4.25

23

Ácido Fórmico, HCHO2, pKa = 3.74

Para preparar el amortiguadorde pH 4.25, usará 3.24 vecesmás cantidad de NaCHO2 quede HCHO2


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Práctica – Determine la masa de NaC2H3O2 que se debe disolver en 300 mL de una solución HC2H3O2 0.25 M para preparar un amortiguador de pH 5.09.

(Ka = 1.8 x 10-5)

2 3 2 2 3 20

2 3 2 2 3 2 3 2

0.25 10 ?pHHC H O M C H O

HC H O H O H O C H O

2 3 282.0

2 3 2

( ) 0.56 0.300

( ) 14

g NaC H OmolesL molg masa x L x

g masa g de NaC H O

3 2 3 2 5

2 3 2

1.8 10H O C H O

Ka xHC H O

65.092 3 22 3 25

5

2 3 26

8.1 10101.8 10

0.25 0.25

1.8 10 0.250.56

8.1 10

x C H OC H Ox

xC H O M

x

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Titulación• En titiulación ácido-base, agente titulante solución que se añade lentamente desde

una buretaLa solución añadida - concentración desconocidaSe añade a solución - cocentración conocidaPunto final cuando visiblemente se completa la reacción

(detectado con indicador)

Indicador especie química que cambia en color en función de pH y se añade para detectar el punto final

Punto de equivalencia – moles H3O+ = moles OH−



Titulación – monitoreo de pH


Comienzo de la titulación

Punto de equivalencia

• Medida de conductividad por [H3O+] con sensor específico

• El punto final ≈ punto de equivalencia punto de inflección de la curva

se monitorea con un indicador

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Indicadores• Son ácidos débiles en equilbrio:

HInd(ac) + H2O(l) ⇌ Ind(ac) + H3O+

(ac)

Cambian de color con pH.Depende de la conentración relativa de [Ind] : [HInd]

o [Ind] : [HInd] ≈ 1, el color mezcla de los colores de [Ind] y [HInd]

o [Ind] : [HInd] > 10, el color será el color de Ind

o [Ind] : [HInd] < 0.1, el color será de HInd

Intervalo Efectivo para el indicador: pH = pKa

(indicador) ± 1



Fenoftaleína


Ácido - incoloro básico - rosa

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Rojo de Metilo

C

C CH

CH

CH

CH

C

CH

CH

C

CH

CH

(CH3)2N N N NH

NaOOC

C

C CH

CH

CH

CH

C

CH

CH

C

CH

CH

(CH3)2N N N N

NaOOC

H3O+ OH-


Cambio en color de rojo de metilo


Monitoreo de Titulación con indicadorpKa de HInd ≈ pH en el punto de equivalencia


Indicadores ácido-base

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Curva de Titulación• Gráfica de pH vs. cantidad de agente titulanteEl punto de inflección es el punto de equivalenciaPuntos importantes en la curvasAntes del punto de equivalencia

o La solución en el matraz cónico está en exceso, (pH observado escercano al de la solución en el matraz)

En el punto de equivalenciao El pH depende del pH de la sal en solución

» Sal neutral, pH = 7 » Sal acídica, pH < 7 » Sal básica, pH > 7

Después del punto de equivalenciao La solución de la bureta está en exceso dentro del matraz cónico (pH se

aproxima al pH de la solución en la bureta)



Antes pto. equivalencia(exceso de ácido

Después del pto.equivalencia(base en exceso)

Titulación de 25 mL de 0.100 M HCl con 0.100 M NaOH

En Punto de Equivalenciamoles HCl = moles NaOH

pH = 7.00

La concentración de ambas soluciones esigual con estequiometríade 1:1, el volumenconsumido en el punto de equivalencia es igual al de la solución original.


Volumen de NaOH añadidos, (mL)

Curva de titulación de ácido fuerte con NaOH (base fuerte)

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• Inicial: moles H+ = moles HCl

• Punto de equivalenciaHCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(ac)


neutralización

•molesiniciales HCl = M1V1 = 0.0250 Lx0.100 mol/L = 2.50 x 10−3

1 1

2

1 1 2 2

2M VM

M V M V

V



• HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(ac)

• punto de equivalenciamoles NaOH añadidos = molesiniciales HCl*

0.00 moles HCl y 0.00 moles NaOH (todo reacciona)

Como NaCl es una sal neutral, el pH en el punto de equivalencia es 7.00

Después punto de equivalencia: pH NaOH en exceso


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. .

.

NaOH NaOH

molesL

M xV

x L

x 4

0 100 0 005

5 0 10

pHinicial = −log(0.100) = 1.00

Antes pto. Equivalencia: + 5.00 mL NaOH 0.100 M

HCl ac NaOH ac NaCl ac H O 2

. .

. .

x x

x x

3 4

3 4

2 5 10 5 0 10

2 0 10 0 5 0 10

. .

.

HCl HCl

molesL

M xV

x L

x moles3

0 100 0 025

2 5 10

Neutralización:

Inicial: 0 0

rx:

final:




:

: .

neutralización HCl ac NaOH ac NaCl ac H O

inicial x

2

32 5 10 0 0

En pto. Equivalencia : + 25.00 mL NaOH 0.100 M

. .

.

molesL x L

x 3

0 100 0 250

2 5 10

. .

.

final x x

final x

3 3

3

2 5 10 2 5 10

0 0 2 5 10

agua

:rx

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.

neutralización HCl ac NaOH ac NaCl ac H O

inicial x

2

32 5 10 0 0

Después pto. equivalencia: + 30.00 mL NaOH 0.100 M

. .

. .

final x x

final x x

3 3

4 3

2 5 10 2 5 10

0 5 0 10 2 5 10

. .

.

x

x 3

0 100 0 300

3 0 10:rx


+ 5.0 mL NaOH0.00200 moles HClpH = 1.18+10.0 mL NaOH0.00150 mol HClpH = 1.37

+ 25.0 mL NaOHPunto de equivalenciapH = 7.00+ 30.0 mL NaOH0.00050 mol NaOHpH = 11.96

+ 40.0 mL NaOH0.00150 mol NaOHpH = 12.36



+ 15.0 mL NaOH0.00100 mol HClpH = 1.60+ 20.0 mL NaOH0.00050 mol HClpH = 1.95

Añadir 0.100 M NaOH a 0.100 M HCl

38

+25.0 mL 0.100 M HCl0.00250 mol HClpH = 1.00


Volumen de NaOH añadidos (mL)

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+ 5.0 mL NaOH0.00200 moles HClpH = 1.18+10.0 mL NaOH0.00150 mol HClpH = 1.37

+ 25.0 mL NaOHPunto de equivalenciapH = 7.00+ 30.0 mL NaOH0.00050 mol NaOHpH = 11.96




+ 15.0 mL NaOH0.00100 mol HClpH = 1.60+ 20.0 mL NaOH0.00050 mol HClpH = 1.95

Añadir 0.100 M NaOH a 0.100 M HCl


Volumen de NaOH añadidos (mL)

+25.0 mL 0.100 M HCl0.00250 mol HClpH = 1.00


Titulación de 25 mL de 0.100 M HCHO2 con 0.100 M NaOH


. .

.

molesL x L

x 4

0 100 0 005

5 0 10

pHinicial = −log(0.00424) = 2.37

Antes pto. Equivalencia: + 5.00 mL NaOH 0.100 M

HA ac NaOH ac NaA ac H O 2

. . .

. .

x x x

x x

3 4 4

3 4

2 5 10 5 0 10 5 0 10

2 0 10 0 5 0 10

. .

.

HA HA

molesL

M xV

x L

x moles3

0 100 0 025

2 5 10

Neutralización:

Inicial:0 0

rx:

final:

Ka = 1.8 x 10−4 . . .

HA ac H O ac A ac H O

H O Ka HA x x x

2 3

4 33 0

1 8 10 0 100 4 24 10

45 100.030

32.0 100.030

log 4 log

3.74

x

x

A

HApH pKa

pH

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Titulación de 25 mL de 0.100 M HCHO con 0.100 M NaOH


:

: .

neutralización HA ac NaOH ac NaA ac H O

inicial x

2

32 5 10 0 0

En pto. Equivalencia : + 25.00 mL NaOH 0.100 M

. .

.

molesL x L

x 3

0 100 0 250

2 5 10

. .

.

final x x

final x

3 3

3

2 5 10 2 5 10

0 0 2 5 10

:rx

. .

..

..

.

. .

x xx

xx

A ac H O ac HA ac OH

OH Kb A x x

H O x pH

14 3

4

14

6

2

61 0 10 2 5 100 0501 8 100

91 0 103 1 67 10

1 67 10

6 0 10 8 22


Titulación de 25 mL de 0.100 M HCHO con 0.100 M NaOH


.

neutralización HA ac NaOH ac NaA ac H O

inicial x

2

32 5 10 0 0

Después pto. equivalencia: + 30.00 mL NaOH 0.100 M

. .

. .

final x x

final x x

3 3

4 3

2 5 10 2 5 10

0 5 0 10 2 5 10

. .

.

x

x 3

0 100 0 300

3 0 10:rx

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Adición de NaOH a HCHO2


[HCHO2 ]0 = 0.00250 mol HCHO2

pH = 2.37

+ 20.0 mL NaOH0.00050 mol HCHO2

pH = 4.34


pH = 3.92


pH = 3.74 = pKa

½ pto. Eq.


pH = 3.56

Mitad del punto de equivalencia(pH = pKa

+5.0 mL NaOH0.00200 mol HCHO2

pH = 3.14

Volumen de NaOH (mL)

+ 25.0 mL NaOHPto. Eq: 0.00250 mol CHO2

−

[CHO2−]init = 0.0500 M

[OH−]eq = 1.7 x 10−6

pH = 8.23

+30.0 mL NaOH0.00050 mol NaOHpH = 11.96


+50.0 mL NaOH0.00250 mol NaOHpH = 12.52


Volumen de NaOH (mL)


Titulación de base fuerte con ácido fuerte

• Si el ácido está en la bureta y se descarga a unabase en el matrazcónico, la curva de titulación será la parecida a la figura.


Base fuerte y ácidofuertes

punto de equivalencia(pH = 7)

Volumen de HCl añadidos, (mL)

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Equilibrio de Solubilidad• Los compuestos iónicos se disuelven en agua.Solubles = alta solubilidad (s)

Poco solubles = solubilidad intermedia (ps)

Insolubles = baja solubilidad (i)

• Equilibrio de las sales, KeqÚtil para medir la solubilidad relativa en agua.

• Para sólido iónico MnXm, la disociación es:MnXm(s) ⇌ nMm+(ac) + mXn−(ac)

• El producto de solubilidad es: Ksp = [Mm+]n[Xn−]m

Ejemplo: PbCl2 : PbCl2(s) ⇌ Pb2+(ac) + 2 Cl−(ac)Ksp = [Pb2+][Cl−]2


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Solubilidad Molar• Solubilidad - es la cantidad de soluto que se

disuelve en una cantidad dada de solución a unaT dada.

• La solubilidad molar es el # de moles de solutoque se disuelven en 1 L de soluciónEs la M del soluto disuelto en una solución saturada.

Para la reacción general MnXm(s) ⇌ nMm+(ac) + mXn−(ac)


Solubilidad molar, sM


Ejemplo 16.8: Calcule la solubilidad molar de PbCl2 en agua pura a 25 C, Kps = 1.17 x 10-5

48

[Pb2+] [Cl−]

Inicial 0 0

Cambio +S +2S

Equilibrio S 2S


ps

PbCl s Pb ac Cl ac

x x

s s

K Pb Cl s s s

22

2 22 3

2

2

2

2 4

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Práctica – Determine el Kps de PbBr2 si la solubilidad molar en agua a 25 C es 1.05 x 10−2 M


ps

PbBr s Pb ac Br ac

x x

s s

K Pb Br s s s

22

2 22 3

2

2

2

2 4

. .psK s x x 33 2 64 4 1 05 10 4 63 10

:

. .

. . .

ps

ps

Otra alternativa

K s s x x

K x x x

22 2 2

22 2 6

2 1 05 10 2 1 05 10

1 05 10 2 10 10 4 63 10


El efecto de ión común sobre la solubilidad, (Le Chatelier)

• EjemploAñadir NaCl a PbCl2 disminuye la solubilidad de PbCl2

PbCl2(s) ⇌ Pb2+(ac) + 2 Cl−(ac)

Añadir Cl− desplaza el equilibrio hacia la izquierda


Ksp y Solubilidad Relativa

• Tomar en consideración la estequiometría

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Ejemplo 16.10: Calcule la solubilidad molar de CaF2 en 0.100 M NaF a 25 C

51

[Ca2+] [F−]

Inicial 0 0.100

cambio +S +2S

equilibrio S 0.100 + 2S


.

.

. .

..

.

p s

p s

K C a F s s

K s

x s

xs x

2 22

2

21 0

1 08

2

0 1 2

0 1

1 4 6 1 0 0 1

1 4 6 1 01 4 6 1 0

0 1

.

.

CaF s Ca ac F ac

s s

22 2

0 0 1

0 1 2


Práctica – Determine la concentración de los ionesde Ag+ en agua de mar donde [Cl−] = 0.55 M

[Ag+] [Cl−]

Inicial 0 0.55

Cambio +s +s

equilibrio s 0.55 + s

AgCl(s) ⇌ Ag+(ac) + Cl−(ac) Ksp = [Ag+][Cl−]


Ksp = [Ag+][Cl−]

Ksp = (s)(0.55 + s)

Ksp = (s)(0.55)

s 0.55 + s

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El Efecto de pH en la Solubilidad• Para hidróxidos iónicos insolubles, M(OH)n(s) ⇌ Mn+(ac) + nOH−(ac)

A mayor pH, [OH− ] aumenta, solubilidad menorM(OH)n(s) ⇌ Mn+(ac) + nOH−(ac)

OH−

A menor pH, [OH− ] disminuye, solubilidad mayorM(OH)n(s) ⇌ Mn+(ac) + nOH−(ac)

OH−



El Efecto de pH en la Solubilidad• Para sólidos iónicos insolubles con aniones de

ácidos débiles, a menor pH, mayor la solubilidad

M2(CO3)n(s) ⇌ 2 Mn+(ac) + nCO32−(ac)

H3O+

H3O+(ac) + CO32− (ac) ⇌ HCO3

− (ac) + H2O(l)


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Precipitación

• Ocurre cuando la concentración de los iones excedela solubilidad del compuesto iónico.

• Comparar Q con Kps, se determina si hay precipitaciónQ = Kps, solución saturada, no-precipitaQ < Kps, solución insaturada, no-precipitaQ > Kps, solución por encima de saturación, precipita

• Algunas soluciones con Q > Ksp no precipitan a menosque se perturben – solución sobresaturada



Ocure precipitaciónsi Q > Ksp

Solución sobresaturada se precipitasi se añade un cristal semilla


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Ejemplo 16.12: ¿Se formará precipitado cuando se mezclanPb(NO3)2(ac) con NaBr(ac) si la concentración al mezclar es

0.0150 M y 0.0350 M respectivamente?Pb(NO3)2(ac) + 2 NaBr(ac) → PbBr2(s) + 2 NaNO3(ac)

Ksp de PbBr2 = 4.67 x 10–6

PbBr2(s) ⇌ Pb2+(ac) + 2 Br−(ac)

Pb(NO3)2 = 0.0150 M Pb2+ = 0.0150 M, NO3

− = 2(0.0150 M)

NaBr = 0.0350 M Na+ = 0.0350 M,

Br− = 0.0350 M

Q < Ksp, no hay precipitación57Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e


Práctica – Se formará precipitado cuando Ca(NO3)2(ac) se mezcla con NaOH(ac) si las concentraciones después de mezclar son iguales a 0.0175 M para ambas especies?

Ca(NO3)2(ac) + 2 NaOH(ac) → Ca(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac)

Ksp de Ca(OH)2 = 4.68 x 10–6

Ca(OH)2(s) ⇌ Ca2+(ac) + 2 OH−

(ac)

Ca(NO3)2 = 0.0175 M Ca2+ = 0.0175 M, NO3

− = 2(0.0175 M)

NaOH = 0.0175 M Na+ = 0.0175 M,

OH− = 0.0175 M

Q > Ksp, se precipita


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Capítulo 16 Equilbrio Iónico Acuoso - uprh.edu Web_General/16_Amortiguadores_2_P_S... · para amortiguadores básicos Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 18 • Para aplicar