Reacciones de precipitación 14

 

Se mezclan 20,0 mL nitrato de plata 1,2 M con 30,0 mL de ácido acético 1,4 M. ¿Se producirá precipitación?

Datos: Kps (AgAc) = 2,3·10–3. Ka (HAc) = 1,8·105

 

 

Solución:

Datos: V(AgNO3) = 20,0 mL; [AgNO3] = 1,2 M; V(HAc) = 30,0 mL; [HAc] = 1,4 M

En este tipo de problemas se debe tener muy presente que el ácido acético es un ácido débil por lo que no está totalmente disociado.

Al disolver ambos compuestos van a aparecer en la disolución [Ag+] y [Ac] que pueden dar lugar a un precipitado de acetato de plata, luego para averiguar si la mezcla producirá dicho precipitado se ha de tener en cuenta lo siguiente:

Disociación de AgAc:

AgAc ⇔ Ag+ + Ac

Si: [Ag+]·[Ac] = Kps, la disolución final se encuentra en equilibrio. Coexiste el sólido con los iones disueltos.

Si: [Ag+]·[Ac] < Kps, no se producirá la formación de un precipitado. La disolución final admite concentraciones de iones hasta que su producto valga Kps.

Si: [Ag+]·[Ac]2 > Kps, hay un exceso de iones y se producirá la formación de un precipitado.

Concentraciones iniciales de cada compuesto:

Reacción de disociación del AgNO3:

AgNO3 (s) ⇒ Ca2+ (aq) + 2 Cl (aq)

El nitrato de plata es una sal soluble en el agua, por tanto está totalmente disociado, luego los moles que se obtienen de Ag+ serán los mismos que los que hay de AgNO3.

Moles de AgNO3:

(1,2 mol/L)·0,0200 L = 0,024 moles

Moles de Ag+:

n(Ag+) = 0,024 moles

Reacción de disociación del ácido acético:

HAc ⇔ H+ + Ac

Moles de HAc:

(1,4 mol/L)·0,0300 L = 0,042 moles

Concentraciones de Ag+ y Ac en la mezcla:

 Volumen total (suponiendo que los volúmenes son aditivos):

VT = 20,0 mL + 30,0 mL = 50,0 mL

Concentración de AgNO3:

[AgNO3] = 0,024 moles/0,050 L = 0,48 M

[Ag+] = 0,48 M

Concentración inicial de HAc:

[HAc] = 0,0420 moles/0,050 L = 0,84 M

Concentración de [Ac]:

De acuerdo con la reacción de disociación del ácido acético:

        

[HAc]

[H+]

[Ac]

 Concentración inicial

0,84

0

0

 Concentración que se disocia

x

 Concentración disociada

x

x

 Concentración en el equilibrio

0,84 – x

x

x

 

Constante de ionización:

P S 14, 1

P S 14, 2

Como la constante de equilibrio es pequeña podemos suponer que 0,84 – x ~ 0,84 y de esta forma se facilitan los cálculos.

P S 14, 1 P S 14, 3

P S 14, 4

[Ac] = 3,9·10–3 M

Producto iónico:

[Ag+]·[Ac] = 0,48·3,9·10–3 = 1,9·10–3 < 2,3·10–3

El producto iónico es menor que Kps, por tanto no se producirá precipitación de acetato de plata.

 

 

 

Reacciones de precipitación 13

 

Cuando se produce la precipitación de PbI2 al añadir NaI sólido a una solución de nitrato de plomo (II), ¿qué concentración de Pb2+ queda en solución, cuando se ha añadido la cantidad suficiente de NaI para que la concentración final de equilibrio del I sea 2·10–3 M?

Dato: Kps (PbI2) = 1·10–8

 

 

Solución:

Datos: [I] = 2·10–3 M; Kps (PbI2) = 1·10–8

Disociación de PbI2:

PbI2 ⇔ Pb2+ + 2 I

Producto de solubilidad de PbI2:

Kps = [Pb2+]·[I]2

Sustituyendo los datos conocidos:

1·10–8 = [Pb2+]·(2·10–3)2

[Pb2+] = 1·10–8/4·10–6 = 2,5·10–3 M

 

 


Reacciones de precipitación 12

 

Se mezclan 10 mL de cloruro de calcio 0,1 M con 40 mL de amoniaco 1,5 M. ¿Se producirá precipitación de hidróxido de calcio?

Datos: Kps (Ca(OH)2) = 1,3·10–6. Kb (NH3) = 1,81·105

 

 

Solución:

Datos: V(CaCl2) = 10 mL; [CaCl2] = 0,1 M; V(NH3) = 40 mL; [NH4] = 1,5 M

En este tipo de problemas se debe tener muy presente que el amoniaco es una base débil por lo que no está totalmente disociado.

Al disolver ambos compuestos van a aparecer en la disolución [Ca2+] y [OH] que pueden dar lugar a un precipitado de hidróxido de calcio, luego para averiguar si la mezcla producirá dicho precipitado se ha de tener en cuenta lo siguiente:

Disociación de Ca(OH)2:

Ca(OH)2 ⇔ Ca2+ + 2 OH

Si: [Ca2+]·[OH]2 = Kps, la disolución final se encuentra en equilibrio. Coexiste el sólido con los iones disueltos.

Si: [Ca2+]·[OH]2 < Kps, no se producirá la formación de un precipitado. La disolución final admite concentraciones de iones hasta que su producto valga Kps.

Si: [Ca2+]·[OH]2 > Kps, hay un exceso de iones y se producirá la formación de un precipitado.

Concentraciones iniciales de cada compuesto:

Reacción de disociación del CaCl2:

CaCl2 (s) ⇒ Ca2+ (aq) + 2 Cl (aq)

El cloruro de calcio es una sal soluble en el agua, por tanto está totalmente disociado, luego los moles que se obtienen de Ca2+ serán los mismos que los que hay de CaCl2.

Moles de CaCl2:

(0,1 mol/L)·0,010 L = 0,001 moles

Moles de Ca2+:

n(Ca2+) = 0,001 moles

Reacción de disociación del amoniaco:

NH3 (aq) + H2O (l) ⇔ NH4+ (aq) + OH (aq)

Moles de NH3:

(1,5 mol/L)·0,040 L = 0,060 moles

Concentraciones de Ca2+ y OH en la mezcla:

Volumen total (suponiendo que los volúmenes son aditivos):

VT = 10,0 mL + 40,0 mL = 50,0 mL

Concentración de CaCl2:

[CaCl2] = 0,001 moles/0,050 L = 0,020 M

[Ca2+] = 0,020 M

Concentración inicial de NH3:

[NH3] = 0,060 moles/0,050 L = 1,2 M

Concentración de [OH]:

De acuerdo con la reacción de disociación del amoniaco:

        

[NH3]

[NH4+]

[OH]

 Concentración inicial

1,2

0

0

 Concentración que se disocia

x

 Concentración disociada

x

x

 Concentración en el equilibrio

1,2 – x

x

x

 

Constante de ionización:

P S 12, 1

P S 12, 2

Como la constante de equilibrio es pequeña podemos suponer que 1,2 – x ~ 1,2 y de esta forma se facilitan los cálculos.

P S 12, 3

P S 12, 4

[OH] = 4,66·10–3 M

Producto iónico:

[Ca2+]·[OH]2 = 0,020·(4,66·10–3)2 = 4,3·10–7 < 1,3·10–6

 

El producto iónico es menor que Kps, por tanto no se producirá precipitación.

 

 


Reacciones de precipitación 11

 

Calcula la concentración del catión Fe3+ que debe tener una disolución para que comience a precipitar a pH = 9.

Dato: Kps (Fe(OH)3) = 6·10–38

 

 

Solución:      

Datos: pH = 9; Kps (Fe(OH)3) = 6·10–38

Reacción de disociación del hidróxido de hierro (III):

Fe(OH)3 (s) ⇔ Fe3+ (aq) + 3 OH (aq)

Como la disolución está saturada:

Kps = [Fe3+]·[OH]3

[Fe3+] = Kps/[OH]3

Para saber el valor de [OH] debemos tener en cuenta que el pH = 9, luego:

pOH = 14 – 9 = 5

–log [OH] = 5 ⇒ log [OH] = –5 ⇒ [OH] = 10–5

[Fe3+] = 6·10–38/(10–5)3 = 6·10–23 M

 

 


Reacciones de precipitación 10

 

Halla la concentración necesaria de NaOH para que se empiece a producir precipitación a partir de una solución 2·10–4 M de nitrato de berilio. ¿Qué concentración de Be2+ queda en solución si se aumenta la concentración de OH hasta 10–4?

Dato: Kps (Be(OH)2) = 2·10–18

 

 

Solución:      

Datos: [Be(NO3)2] = 2·10–4 M; Kps (Be(OH)2) = 2·10–18

Al disolver ambas sales van a aparecer en la disolución [Be2+] y [OH] que pueden dar lugar a un precipitado de hidróxido de berilio, luego para averiguar si la mezcla producirá dicho precipitado se ha de tener en cuenta lo siguiente:

Si: [Be2+]·[OH]2 = Kps, la disolución final se encuentra en equilibrio. Coexiste el sólido con los iones disueltos.

Si: [Be2+]·[OH]2 < Kps, no se producirá la formación de un precipitado. La disolución final admite concentraciones de iones hasta que su producto valga Kps.

Si: [Be2+]·[OH]2 > Kps, hay un exceso de iones y se producirá la formación de un precipitado

Reacción de disociación del Be(NO3)2:

Be(NO3)2 (s) ⇒ Be2+ (aq) + 2 NO3 (aq)

El nitrato de berilio es una sal soluble en el agua, por tanto está totalmente disociado, luego la concentración de Be2+ será la misma que la de Be(NO3)2, o sea:

[Be2+] = 2·10–4 M

Reacción de disociación del hidróxido de sodio:

NaOH (s) ⇒ Na+ (aq) + OH (aq)

El hidróxido de sodio es una sal soluble en el agua, por tanto está totalmente disociado, luego la concentración de OH será la misma que la de NaOH, es decir:

[OH] = [NaOH]

Por tanto, volviendo al producto de solubilidad del hidróxido de berilio:

2·10–4·[OH]2 = 2·10–18

[OH]2 = 2·10–18/2·10–4 = 10–14 M

P S 10

A partir de esta concentración empezará a producirse un precipitado de Be(OH)2.

Si se aumenta la concentración de OH hasta 10–4 la concentración de Be2+ queda en solución será:

[Be2+]·(10–4)2 = 2·10–18

[Be2+] = 2·10–18/10–8 = 2·10–10 M