EQUILIBRIOS DE PRECIPITACIÓN
EQUILIBRIOS DE
PRECIPITACIÓN
1.- Procesos de disolución de compuestos
iónicos: Solubilidad y saturación
La disolución de un compuesto iónico podemos entenderla en
dos etapas:
· Ruptura de la red: proceso
fuertemente endotérmico
· Solvatación de los iones:
Proceso exotérmico
Comienza por la rotura de la red cristalina sólida mediante
la atracción electrostática entre las moléculas del disolvente y los iones del
compuesto. Los iones se separan entre sí y pasan a estar rodeados por moléculas
de disolvente.
Son buenos disolventes de los
compuestos iónicos los compuestos, como el agua, con momento dipolar distinto
de 0, disolventes polares (con un polo negativo y otro positivo en la
molécula), ya que podrán disponerse alrededor del catión o anión de manera
que enfrenten sus cargas, los aniones del compuesto iónico se ven rodeados por
la zona o polo positivo del disolvente y los cationes por el polo negativo de
este. A este proceso se le llama solvatación para cualquier disolvente y
para el agua hidratación.
El proceso contrario a la disolución de la sal es la precipitación
de la sal. La precipitación consiste en la unión de los iones presentes en
disolución para formar una red cristalina sólida.
Cuando añadimos poco a poco un soluto a una determinada cantidad
de disolvente llega un momento en que no se disuelve más soluto, se dice
entonces que la disolución está saturada a cierta temperatura.
Se define la
solubilidad de una sustancia, en un determinado disolvente y a una
temperatura dada, a la concentración (la molaridad en el S.I.) que tiene dicha
sustancia en una disolución saturada en dicho disolvente.
Clasificación general de los compuestos iónicos según
su solubilidad:
§ Solubles s> 0,01 M nitratos,
cloratos, percloratos, cloruros, bromuros, yoduros, sulfatos
§ Poco solubles s ± 0,01 M
§
Insolubles s< 0,01 M carbonatos, fosfatos, sulfuros excepto si
son de alcalinos o
NH4+
, la mayoría de los hidróxidos, son excepción el de Na y K.
2.-
Equilibrio de solubilidad de compuestos iónicos poco solubles. Producto de
Solubilidad (PS o KPS) y calculo de la solubilidad
Existen
sustancias poco solubles en agua como, por ejemplo, BaSO4. Añadiendo cierta cantidad de sulfato de bario al
agua, vemos que gran parte va hacia el fondo, formando un precipitado
constituido de BaSO4 que no se disuelve.
Sin embargo,
en realidad, la sal continúa disolviéndose, y precipitándose, estableciendo un
equilibrio dinámico. Este equilibrio es heterogéneo
porque se establece entre sustancias que están en distinto estado, sólido y en
disolución acuosa.
Constante
del Producto de Solubilidad (PS o KPS o KS)
Supongamos
una disolución saturada de electrolito A2B3 poco soluble, es decir, en presencia de su parte no
disuelta. La parte que se disolvió está bajo la forma de iones A+++ y B=, mientras que la parte no disuelta está bajo
la forma no-ionizada A2B3. Existe, así, un equilibrio dinámico entre A2B3 y sus iones en la disolución, que
puede ser representada por la ecuación:
Como todo
equilibrio, este también debe obedecer la ley de acción de masas:
Como la
concentración de un sólido tiene valor constante, el producto Ki · [A2B3] de la fórmula
de arriba también es constante y se llama producto de solubilidad.
Por lo
tanto, el producto de solubilidad (Kps o PS) es el producto de las
concentraciones molares de los iones existentes en una solución saturada, donde
cada concentración es elevada a un exponente igual al respectivo coeficiente estequiométrico
del ion en la correspondiente ecuación de disociación.
Ejemplos:
CaCO3 D
Ca2+ + CO=
Ag3PO4
D
3Ag+ + PO43-
Bi2S3
D
2Bi+3 + 3S-2
La expresión
Kps es
utilizada solamente para soluciones saturadas de electrolitos considerados
insolubles, porque la concentración de iones en solución es pequeña, resultando
soluciones diluidas.
Kps es
una constante que, como en otro tipo de equilibrios, sólo depende de la
temperatura. Por otro lado, cuanto más soluble es el electrolito, mayor será la
concentración de iones en solución y mayor el valor de Kps, y viceversa, cuanto menos soluble es el
electrolito, menor será la concentración de iones en solución y menor el valor
de Kps.
Así pues,
cuando las sustancias comparadas presente la misma proporción estequiométrica
entre los iones, no necesitamos hallar su solubilidad para saber quien es más
soluble de las dos, es más soluble la que tenga mayor Kps.
Ejemplo
1, entre sustancias que presentan la misma proporción estequiométrica entre sus
iones
Como
presentan la misma proporción en iones (1:1), el CaCO3 es
más soluble, o mejor dicho menos insoluble, que el BaCO3, porque posee mayor valor de Kps.
Ejemplo
2, cuando no hay la misma proporción estequiométrica entre sus iones
Cuando las sustancias comparadas poseen
proporción estequiométrica diferente entre sus iones, no nos queda más remedio
que hallar su solubilidad para saber quien es más soluble o menos insoluble.
En
general cualquier equilibrio de solubilidad lo estudiaremos cuantitativamente
como sigue:
AmBn
(s) D m A +n (aq) + n B -m (aq)
Concentraciones iniciales c - -
En el equilibrio, saturada c-s
ms ns
Siendo c la concentración que
inicialmente se podría alcanzar del electrolito si se disolviera en su
totalidad y s la concentración molar de la sustancia realmente disuelta cuando
se llega al punto de saturación estableciéndose un equilibrio entre la parte
disuelta y disociada y la parte sólida o sin disolver, es decir, la solubilidad.
Por lo tanto el producto de
solubilidad sería
Kps
= [ A+n]m · [ B-m]n = (ms)m
· (ns)n
Y la solubilidad la obtendríamos
despejándola de la expresión anterior.
a) Calculemos la solubilidad del hidróxido de zinc sabiendo
que su producto de solubilidad vale 4,5·10-17
Zn(OH)2
(s) D Zn + 2 (aq)
+ 2 OH - (aq)
inicial c - -
equilibrio c-s s 2s
Kps
= [Zn+2]·[OH-
4,5·10-17
= 4s3 => s = 2,24·10-6 mol/L
Es decir en un litro, como máximo, podemos disolver 2,24·10-6
moles de hidróxido de cinc.
Concentraciones molares de los iones en la disolución saturada:
Zn+2 = s= 2,24·10-6
mol/l ; OH-
b) Sabiendo
que el producto de solubilidad del fosfato de calcio vale 1,28·10-26
calculemos su solubilidad.
Ca3(PO4)2 (s) D
3 Ca + 2 (aq)
+ 2 PO4 -3
(aq)
inicial c - -
equilibrio
c-s 3s 2s
Kps
= [Ca+2]3· [PO4-3]2 =>
Kps = (3s)3·(2s)2 =>
1,28·10-26 = 108·s5
s = 2,6·10-6 mol/l
Es decir en un litro, como máximo, podemos disolver 2,6·10-6
moles de fosfato de calcio.
En conclusión, el fosfato de calcio es más soluble que
el hidróxido de cinc.
RESUMIENDO, A PARTIR DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DE UNA
SUSTANCIA PODEMOS HALLAR SU SOLUBILIDAD, LOS MOLES QUE PODEMOS DISOLVER DE
ELLA, COMO MÁXIMO (DISOLUCIÓN SATURADA), EN UN LITRO DE DISOLUCIÓN.
No obstante,
también podemos realizar el proceso contrario, con la solubilidad hallar el
producto de solubilidad de una sustancia. Veamos un ejemplo:
Ejemplo: La
solubilidad del fosfato cálcico a 25ºC es de 7,9·10-4 g/L.
Calculemos su producto de solubilidad.
Lo primero,
en este caso, al no tener la solubilidad en Molaridad es pasarla, ya que en las
expresiones de KPs las concentraciones, los corchetes, son
concentraciones molares y no en cualquier unidad.
Así pues, 
De una
posible concentración inicial cualquiera c, la concentración máxima que puede
disolverse, es decir cuando la disolución se satura, será la solubilidad s.
Ca3(PO4)2(s) D
3 Ca+2(aq) + 2 PO4-3(aq)
Inicio è c - -
En el eq. de
saturación è c-s 3s 2s
Luego, el
producto de solubilidad será:
KPs = [Ca+2]3 · [PO4-3]2
= (3s)3 · (2s)2 = 108 ·s5 = 1,28·10-26
3.-Previsión
de Precipitación
Son reacciones de precipitación aquellas en las que, al
mezclar sustancias disueltas, se forma un producto“insoluble” que precipita y
que recibe el nombre de precipitado. Cada una de las dos disoluciones
mezcladas contiene un ion de dicho compuesto insoluble.
Cuando mezclamos
dos electrolitos diferentes, en solución, es posible saber cuando, a partir de estos
dos iones, el precipitado se comenzará a formar. Veamos algunos ejemplos:
Ejemplo 1: Son mezclados volúmenes iguales de Pb(NO3)2 0,2 M y KI 0,2 M. ¿Habrá formación de
un precipitado de PbI2?
Dado: Kps de
PbI2 = 1,4
· 10–8
Para
responder a la pregunta, primero debemos encontrar la concentración de cada íon
en solución:
Cuando las
dos soluciones son mezcladas, el volumen de la solución final duplica (al ser
en este caso iguales los volúmenes de las dos disoluciones mezcladas), por lo
tanto las concentraciones de Pb2+ y I – caen por la mitad.
La ecuación
iónica que representa la precipitación queda:
Pb2+(aq) +
2I –(aq) D PbI2(s)
Siendo su
inverso la representación de la disolución del PbI2 :
PbI2(s) D Pb2+(aq) +
2I–(aq)
Qps =
[Pb2+] · [I–]2 es la
expresión conocida como producto iónico de la disolución, siendo las
concentraciones de los iones las que tendrían recién hecha la mezcla.
Qps = [Pb2+] · [I–]2
Qps = (0,1) · (0,1)2
Qps = 1,0 · 10–3
La
precipitación ocurre cuando Qps es mayor o igual a Kps. En nuestro ejemplo, tenemos que Qps > Kps, por lo tanto hay
precipitación.
Ejemplo 2: Si mezclamos 15 mL de disolución 0.024M de nitrato de plomo
(II) con 30 mL de disolución 0.030M de cromato potásico ¿se formará precipitado
de PbCrO4?
Kps = 2 ·10-16
Reacción
de precipitación:
Pb(NO3)2
(aq) + K2CrO4 (aq) → PbCrO4
¿s o aq? + 2 KNO3 (aq)
Paso 1: Recalculamos las concentraciones de las
disoluciones una vez mezcladas.
Ambas disoluciones se diluyen al
mezclarlas, debemos calcular sus concentraciones. Los moles se conservan pero
el volumen de la mezcla final es la suma de los volúmenes
Paso 2: Estudiamos los procesos de disociación de cada una
de las sales en sus disoluciones. SON PROCESOS IRREVERSIBLES, al ser sales
solubles.
Pb(NO3)2
(aq) → Pb2+ (aq) + 2 NO3- (aq)
Inicio
disolución => c - -
Final
disolución => - c 2c
K2CrO4
(aq) → 2 K + (aq) + CrO42-
(aq)
Inicio
disolución => c’
- -
Final
disolución => - 2c’ c’
Paso 3: Estudiamos el equilibrio de solubilidad de la sal
poco soluble, calculando el producto iónico Qps y de este modo sabremos en qué
situación se encuentra el sistema.
PbCrO4 (s) D Pb2+ (aq)
+ CrO42- (aq)
c c’
Como QPs > KPs,
se formará precipitado de PbCrO4 al mezclarse las dos disoluciones.
Ejemplo 3: Decide si al mezclar 10 mL de disolución 0,001 M de Nitrato
de plata, 10 mL de disolución de cloruro sódico 0,001M y 1 L de agua se
producirá precipitado de cloruro de plata (Kps = 1,7 .10-10)
Constatamos que en la mezcla
están presentes los iones para formar la sal insoluble AgCl. El catión Ag+
procede de la disociación del AgNO3 y el anión Cl – de la
de NaCl.
Reacción de precipitación: AgNO3
(aq) + NaCl(aq) → NaNO3 (aq) + AgCl(¿aq
o s?)
1) Recalculamos las
concentraciones de las sales en la mezcla de disoluciones. Volumen total mezcla
1,02 L.
2) Estudiamos la ionización de
ambas sales disueltas: Ionización total, son irreversibles, ya que estas sales
están totalmente disueltas en el disolvente.
1ª
disolución: AgNO3(aq) → Ag+ (aq) + NO3-
(aq) sal soluble
Inicio disolución =>
c = 9,8·10 0 0
Final disolución =>
0 9,8·10-6 9,8·10-6
2ª
disolución: NaCl(aq) → Na+
(aq) + Cl-(aq) sal soluble
Inicio disolución =>
c’ = 9,8·10-6 0
0
Final disolución => 0 9,8·10-6 9,8·10-6
3) Estudiamos el equilibrio de
solubilidad del posible precipitado de AgCl
(Kps = 1,7 .10-10)
AgCl (s) DAg+ (aq)
+ Cl -(aq)
c c’
Qps = [ Ag+] · [
Cl -] = c · c’ = 9,8·10-6 · 9,8·10-6 = 9,6·10-11
Q ps < Kps no se formará por tanto precipitado.
4.- Efecto del ion común
La solubilidad de una sustancia
es afectada no sólo por la temperatura, sino también por la presencia de otros
solutos. Un caso importante son solutos que aportan iones que son comunes con
uno de los iones de la sustancia. El ion común desplaza el equilibrio de
acuerdo con el principio de LeChatelier, dando como resultado la disminución de la solubilidad.
Por ejemplo, la presencia ya sea
de Ca2+ (ac) o F- (ac) en una solución reduce la
solubilidad del CaF2 al desplazar el equilibrio de solubilidad del
CaF2 a la izquierda:
CaF2 (s) D Ca2+ (ac) + 2 F-
(ac)
La adicción o presencia de un electrolito que
de Ca2+ o F- desplazaría el equilibrio, según Le
Chatelier hacia la izquierda, y reduce la solubilidad, es decir, la solubilidad
de una sal -en este ejemplo, puede ser otra sustancia poco soluble- ligeramente
soluble disminuye por la presencia de un segundo soluto que aporta un ion
común.
Ejemplo:
Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 en una disolución 0,050 M de NaOH
Kps Mg(OH)2 = 8,9·
10-12
a) Sea "s "el número de
moles de Mg(OH)2 que se disuelven en cada litro de solución
0,050 M de NaOH
Mg(OH)2 
Mg+2 + 2
OH-
Mg+2 + 2
OH-
Eq. s 2s
NaOH à Na+ + OH-
Al final disol. c-c
c c ; c=0,05M
En consecuencia las
concentraciones en el equilibrio, al ser el OH- un ion común, serán:
[Mg+2] = s moles/l [OH-
Kps = s ·
( 2s
+ 0,50 )2 =
8,9·10-12
Debido al pequeño valor del Kps
se puede suponer que "s" sea un número muy pequeño, por lo que se
puede despreciar "2s" cuando
se suma a 0,05.
s · (0,05)2
= 8,9·10-12 s = 3,6 ·10-9 M
EJERCICIOS RESUELTOS
1. Calcular la solubilidad del RaSO4:
a) en agua pura
b) en una solución de Na2SO4 0,10 M
Kps RaSO4 = 4·10-11
RaSO4 (s) Ra+2
+ SO42-
Ra+2
+ SO42-
En la solución saturada: [Ra+2]
= s
mol/l = [SO42-]
[Ra+2] · [SO4=] = s·s= Kps
de donde s2= 4·10-11 s =
= 6· 10-6 M
= 6· 10-6 M
b) Sea "s " los moles de RaSO4 que se disuelven en 1
litro de solución de Na2SO4
0,10 M . Este proceso da lugar a "s" moles de Ra+2 y a
"s " moles de SO42-.
Pero, por otro lado, la sal Na2SO4,
que es soluble (no nos dan, ni nos piden, su Kps, luego hemos de suponer que es
soluble) es un electrolito fuerte o que se disocia totalmente:
Na2SO4 (s) 2Na+ + SO42-
2Na+ + SO42-
c - -
- 2c
c
La solución resultante con tiene :
[Ra+2] = "s
" moles /l
[SO4=] = "s " moles/l del RaSO4 +
0,10 moles/l aportados por el Na2SO4
Kps = s·( s + 0,10 ) = 4·10-11
Puesto que el Kps es muy pequeño, "s " es
despreciable en comparación con 0,10 M
entonces:
s + 0,10 0,10 s = 4·10-11
/ 0,10 =
4·10-10 mol/l
2. Se dispone de una disolución
acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble.
a) Escribe la expresión de su
producto de solubilidad.
b) Deduce la expresión que
permite calcular su solubilidad a partir de su Kps.
c) Razona, teniendo en cuenta Le
Chatelier cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la
disolución
a) El equilibrio de solubilidad
es: Fe(OH)3 (s) Fe+3(ac) + 3OH-(ac)
Fe+3(ac) + 3OH-(ac)
La expresión del producto de
solubilidad, es la constante de este equilibrio cuando la disolución está
saturada:
Kps = [Fe3+]
· [OH-]3
b) Llamamos solubilidad a la
concentración de compuesto disuelto en una disolución que está saturada, por lo
tanto
Fe(OH)3 (s) Fe+3(ac) + 3OH-(ac)
Fe+3(ac) + 3OH-(ac)
s - -
- s 3s
Kps = [Fe3+] · [OH- 
c) Al aumentar el pH de la
disolución disminuye la concentración de protones y aumenta la de iones hidróxilo.
Según el principio de Le Chatelier, la reacción se desplazará hacia la
izquierda para compensar el aumento de concentración de iones OH-,
con lo cual disminuye la solubilidad del compuesto.
3. Calcular la solubilidad del
Mg(OH)2 en :
a) agua
b) solución 0,050 M de NaOH
Kps Mg(OH)2 = 8,9·
10-12
a) Sea "s "el número de
moles de Mg(OH)2 que se disuelven en 1 litro
Mg(OH)2 Mg+2 + 2
OH-
Mg+2 + 2
OH-
Eq. s 2s
En el equilibrio se tendrán:
[Mg+2] = s
moles/l [OH-]
= 2s moles/l
Kps =
[Mg+2] · [OH-
4 s3 = 8,9·10-12 s = 1,3·10-4 mol/i
b) Sea "s "el número de
moles de Mg(OH)2 que se disuelven en cada litro de solución
0,050 M de NaOH, obteniéndose "s" moles de Mg+2 y
"2s" moles de OH- procedentes del hidróxido de magnesio y
0,05 moles de OH- procedentes del hidróxido sódico al ser un electrolito
fuerte.
NaOH
à Na+ + OH-
Al final disco. c-c c c
; c = 0,05M
En consecuencia las
concentraciones en el equilibrio serán :
[Mg+2] = s moles/l [OH-
Kps = s · (2s + 0,50)2 =
8,9·10-12
Debido al pequeño valor del Kps
se puede suponer que "s" sea un número muy pequeño, por lo que se
puede despreciar "2s" cuando
se suma a 0,050.
s ( 0,050 )2
= 8,9·10-12 s = 3,6 ·10-9 M
4. A 25ºC el Kps del AgOH es 2·10-8.
Para esta temperatura calcula:
a) La solubilidad del compuesto
en g/l.
b) La solubilidad del hidróxido
de plata en una disolución de pH = 13.
Mat: (Ag = 108; O = 16; H =1)
a) La solubilidad del compuesto
viene determinada por la concentración de dicho compuesto en una disolución
saturada.
AgOH(s) Ag+(aq) + OH-
Ag+(aq) +
s - -
- s s
Kps = [Ag+] ·[OH- 
g/l / Pm = M =>
s (g/l) = s(M) · Pm => s = 1,41 · 10-4 / 125 = 1,76·10-2
g/l
b) Si el pH de la disolución es
13 –habrá una sustancia disuelta que cede iones hidróxilo, es decir, el OH-
del hidróxido será un ion común con los OH- que cede esta sustancia-,
el pOH es 1, o sea, la concentración total de iones OH- será 10-1M.
La concentración de iones Ag+ se podrá calcular:
5. A 25ºC la solubilidad del PbI2
en agua pura es 0,7 g/l. Calcula:
a) El producto de solubilidad.
b) La solubilidad del PbI2
a esa temperatura en una disolución 0,1M de KI.
Mat: (I = 127; Pb = 207)
a) La solubilidad del compuesto
viene determinada por la concentración de dicho compuesto en una disolución
saturada.
PbI2(s) Pb++(aq) + 2I-(aq)
Pb++(aq) + 2I-(aq)
s - -
- s 2s
Kps = [Pb++] ·[I-]2=
s·(2s)2 = 4s3
Pero no olvidemos que los
corchetes no representan cualquier tipo de concentración, representan a la
concentración Molar, luego la solubilidad debe expresarse en molaridad
s(g/l) / Pm = s(mol/l) => s = 0,7 / 461 = 1,51·10-3 M
sustituyendo en la expresión de
Kps => Kps = 4· (1,51·10-3)3 =
1,37·10-8
b) El yoduro potásico es un electrolito
fuerte –no nos dan ni piden su Kps- luego esta totalmente disuelto y disociado:
KI à
I- + K+
c
- - , c = 0,1M
-
c c
Por lo tanto, entre los iones que
cede el KI y el PbI2, hay uno común: el anión I-. Así
pues, [I-] = 2s + c = 2s + 0,1. Como la Kps del PbI2 es
muy pequeña su equilibrio esta muy desplazado a la izquierda, es decir, la
cantidad de ion I- que aporta, si la comparamos con la del IK, es
despreciable:
[I-] = 2s + 0,1 0,1
mol/l
sustituyendo:
Kps = [Pb++] ·[I-]2 = s·(0,1)2 =>
6. Predecir si habrá
precipitación, cuando 50 ml de solución de Ca(NO3)2 5,0·10-4 M se mezclan con 50 ml.
de NaF 2,0·10-4 M .
Kps CaF2
= 1,7·10-10
Al mezclarse las disoluciones,
las concentraciones serían:
CCa(NO3)2 = 
C´NaF = 
Ca(NO3)2à Ca++ + 2NO3-
c - -
-
c
2c
NaFà Na+ + F-
c´ - -
- c´ c´
Para determinar si se producirá
la precipitación necesaria conocer si el
Producto iónico Q excede o no al
Kps .
Para el equilibrio : CaF2 (s) Ca+2 +
2 F-
Ca+2 +
2 F-
Q
= [Ca+2] . [F-]2 =
2,5·10-4 · (1,0 ·10-4)2 = 2,5 · 10-12
Q
< Kps por lo tanto la precipitación no se
producirá. La solución que se obtiene es no saturada con respecto al CaF2 .
7. Se añade AgNO3 gota a gota a una solución 0,020M de iones Br-
y 0.020M de iones Cl-.
Calcular la [Ag+] necesaria para iniciar:
a) la precipitación de AgBr
b) la precipitación de AgCl
KPS AgBr = 7,7·10-13
; KPS AgCl = 1,6·10-10
a) De los valores de Kps se sabe
que el AgBr precipita antes que el AgCl.
Kps = [Ag+]·[Br-]
===> [Ag+] =
7,7·10-13 / 0,020 = 3,9·10-11mol/l
por lo tanto, se necesita
que [Ag+] >
3,9·10-11M
b) Kps = [Ag+]·[Cl-] ===>
[Ag+] = 1,6·10-10 / 0,020 =
8,0·10-9mol/l
por lo tanto, se necesita
que [Ag+] >
8,0·10-9M
PROBLEMAS
1. Halla la solubilidad en agua del AgI sabiendo que su
Kps es 8,3.10-17 .
R: 9,1.10-9 M
2. Una disolución saturada de
hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35. Halla su Kps
R: 5,61·10-18
3. Calcular el Kps del BaF2 sabiendo que en 15 ml de agua se disuelven
como máximo 0,048 g de BaF2. Mat.: (Ba = 137,3; F = 18,9)
R: 2,4.10-5
4. Para preparar 250 ml de
disolución saturada de bromato de plata se usaron 1,75 g de esta sal. Halla el
Kps del bromato de plata.
Mat.: (Ag = 107,8; Br = 80; O =
16)
R: 9.10-4
5. ¿En qué volumen de solución
saturada se habrán disuelto 0,8 g de MgCO3?
Kps MgCO3 = 4.10-5
Mat.: (Mg = 24,3; C = 12; O
= 16)
R: 1,5 l
6. ¿Cuántos gramos de Ag2CrO4 se pueden disolver en 5,6 litros
de agua, sabiendo que su Kps es 1,9.10-12? Mat.: (Ag = 107,8; Cr = 52; O = 16)
R: 0,145 g
7. El Kps del Acetato de plata es
2,3.10-3. ¿Cuántos gramos de Acetato de plata se pueden disolver en 3 litros de: a) agua b)
solución de AgNO3 0,150 M? (Ag = 107,8; C = 12; O = 16; H = 1)
R: a) 23,9 g b) 7,6
g
8. Halla la solubilidad del PbF2
en una disolución 0,2M de Pb(NO3)2 Kps = 4·10-8
R: 2,23·10-4M
9. Calcula la solubilidad del
cloruro de plata en una disolución 0,02M de nitrato de plata. Kps AgCl = 1,7·10-10
R: 9,2·10-5M
10. Calcula la solubilidad del Fe(OH)2. a) pH 8,0 ; b) pH
10. Kps Fe(OH)2 = 1,6·10-14.
R: a)
1,6.10-6M b)1,6·10-2M
11. KPS del Ni(OH)2
es 1,5·10-10. Si una disolución contiene [Ni2+] = 0,01
mol/l y vamos aumentando el pH, sin cambiar la concentración de Ni2+,
¿a qué valor del pH comienza a precipitar el Ni(OH)2?
R: 10,088
12. ¿Qué concentración de iones
Na+ se necesita para comenzar la precipitación del NaIO4 en una solución que es 2.10-2M
de IO4-?
Kps NaIO4 = 3.10-3 .
R: 0,15 M
13. Se añade HCl a una disolución que contiene 0,02 mol/l de
Pb2+ y 0,01 mol/l de Ag+. Determinar la [Cl-]
a partir de la cual precipita cada ion.
Kps AgCl = 1,7·10-10 Kps PbCl2 = 1,6·10-5
R: Con más de 1,7·10-8M precipita AgCl y con más
de 2,8·10-2M precipita PbCl2
14. Se disuelven 0,02 moles de
NaCl y 0,15 moles de Pb(NO3)2 en 1 litro de agua. Predice
si se formará o no precipitado de PbCl2. Kps PbCl2 = 1,6·10-5.
R: Si
15. ¿Habrá precipitación al
mezclar 25,0 ml de SrCl2 10-3 M con 15
ml de Na2SO4 2.10-3 M? Kps SrSO4 = 7,6.10-7
R: No
16. Se mezclan 3·10-5
moles de sulfato de hierro (III) y 10-5 moles de hidróxido de
bárico, con agua hasta un litro de disolución. ¿Se formará precipitado de
sulfato de bario o de hidróxido férrico? Kps BaSO4 = 1,5.10-9 ; Kps
Fe(OH)3 = 6.10-38.
R: Precipita el Hidróxido
férrico.
17. Determina si habrá o no
precipitación de Ca(OH)2 al mezclar 2 litros de
solución de NaOH de pH 12 con
1,5 litros de
CaCl2 0,01 M. Kps Ca(OH)2 = 1,3.10-6.
R: No
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