4. OTROS EQUILIBRIOS QUIMICOS (6 clases) 4.1. Otros Equilibrios químicos

1. 4. OTROS EQUILIBRIOS QUIMICOS (6 clases) • 4.1. Otros Equilibrios químicos • 4.1.1. Equilibrios de solubilidad • 4.1.1.1. Conceptos de solubilidad • 4.1.1.2. Factores que afectan la solubilidad • 4.1.1.3. Producto de solubilidad y precipitación • 4.2. Oxidación y Reducción • 4.2.1. Reacciones de oxidación y reducción • 4.2.2. Balanceo de reacciones • 4.2.3. Predicción de reacciones (Potenciales estándar) • 4.2.4. Ecuación de Nerst, Celdas de concentración • 4.3. Electroquímica • 4.3.1. Conceptos termodinámicos de electroquímica • 4.3.2. Tipos de electrodos, uniones líquidas, celdas electroquímicas • 4.3.3. Conceptos de sistemas y procesos electroquímicos • 4.3.3.1. Corrosión, pilas y baterías • 4.3.3.2. Electrocrómicos y electrofotovoltaicos • 4.4. Equilibrios de Complejos • 4.4.1. Formación y estabilidad de hidro-complejos • 4.4.2. Solvatación de iones y constante de estabilidad de hidro-complejos • 4.4.3. Mezclas de complejos y relación entre constantes de equilibrio de mezclas de • complejos.

2. CLASE 1

3. 3.1.1. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD • 1 disolución o solución es 1 mezcla homogénea en las que las partículas de la fase dispersa (SOLUTO) tienen el tamaño de átomos o moléculas. • Es posible disolver a 1 soluto en 1 disolvente si las atracciones entre las partículas S y D son mayores que las atracciones entre las partículas D entre sí y las de S entre sí 3.1.1.1. Conceptos de Solubilidad Disolvente D= H2O Soluto S= sólido (sal) “La SOLUBILIDAD de 1 soluto particular es la cantidad máxima de ese S que se puede disolver en 1 cierta cantidad de D a 1 determinada T” • En H2O se expresa como los g de S que logran disolverse en 100ml de H2O a 25°C

4. ¿A que se debe las diferencias de Solubilidad? • SOLVATACIÓN MX (s) + H2O  M+(ac) + X-(ac) Sal iónica Se solvata en 2 pasos MX (s)  M+(ac) + X-(ac) U0 1 2 Hhidr M+(g) + X-(g) Ruptura de la Red Cristalina: es necesario suministrar E para vencer las fuertes atracciones electrostáticas que mantienen unidos a los iones en el sólido cristalino. 1 Hidratación de Iones: se desprende E porque se establecen atracciones electrostáticas tipo ION-DIPOLO entre los iones y el agua. 2 Para que la SOLUBILIDAD sea favorecida energéticamente Hhidr > U0

5. 3.1.1.1. Producto de solubilidad ¿Cómo se cuantifica la solubilidad? • Los valores de solubilidad se encuentran en tablas (g S/ ml D). • Solubilidad Molar: con la masa molecular de S sabemos los moles x L. • Las sales iónicas que son ligeramente solubles se suele cuantificar su solubilidad mediante el estudio del siguiente equilibrio: K = [M+] [X-] [MX] MX (s)  M+(ac) + X-(ac) Es 1 sólido K [MX] = [M+] [X-] = Kps Constante del producto de solubilidad Kps = [M+] [X-] PRODUCTO DE SOLUBILIDAD de 1 compuesto iónico es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

6. EJEMPLO AgNO3 se añade a una disolución de NaCl y se forma 1 sólido poco soluble AgCl. No todos los iones Ag+ se encuentran formando AgCl, sólo algunos están disueltos. AgCl (s)  Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps= [Ag+][Cl-] PbI2 (s)  Pb+2(ac) + 2I-(ac) Kps= [Pb+2][I-]2 Ag2SO4 (s)  2Ag+(ac) + SO4-2(ac) Kps= [Ag+]2[SO4-2] Mg3(PO4)2 (s)  3Mg+2(ac) + 2PO4-3(ac) Kps= [Mg+2]3[PO4-3]2

7. EJEMPLO Para el AgI a 25°C, el Kps es 8.3x10-17, calcular la [Ag+] y [I-] Kps = [Ag+][I-] = 8.3x10-17 [Ag+] = [I-] = (8.3x10-17)1/2 = 9.11x10-9 Sí [Ag+] y [I-] son menores a 9x10-9 no habrá precipitación de AgI Ejemplos en pizarrón

8. 3.1.1.2. Factores que afectan la solubilidad EFECTO DE ION COMÚN Se tiene una solución saturada de CaF2 y se establece el equilibrio Ca+2 2F- ; [F-] = 2[Ca+2] [Ca+2] [2[Ca+2]]2 = 4x10-11 = Kps = 4 [Ca+2]3 [Ca+2] = 2.16x10-4M CaF2 (s)  Ca+2(ac) + 2F-(ac) Kps= [Ca+2][F-]2= 4x10-11 Que pasa sí a esta disolución le agrega un poco de NaF, que es más soluble en agua? Cual será la [Ca+2] de modo que la [F-]=0.1M? “Sí [P], el equilibrio tenderá a los R” ; Un  en la [F-] desplazará el equilibrio hacia CaF2 CaF2 (s)  Ca+2(ac) + 2F-(ac) Se forma + s + F-(ac) Kps= [Ca+2][F-]2= 4x10-11 La [Ca+2] en presencia de NaF 0.1M es 53,500 veces menor que en agua pura. (2.16x10-4M/4x10-9M). Se desplaza el equilibrio al añadir un compuestro que tiene un ION en COMUNcon las sustancias precipitables. [Ca+2] = 4x10-11 / [0.1]2 = 4x10-9

9. EFECTO DEL pH • En muchos casos, los aniones que conforman una sal poco soluble tienen características básicas (gran afinidad por H+). Ej.- hidróxidos • Cu(OH)2 2OH-(ac) + Cu+2 (ac) , Kps = [Cu+2][OH-]2 =2.2x10-20 • El ion Cu+2 tenderá a precipitar como hidróxido al encontrarse en ½ abundante en iones OH-. • La adición de H+al medio elimina los OH-, formando agua, aumentando así la concentración de Cu+2(ac) en la disolución. • ¿Cuál sería la solubilidad molar del Cu+2 en una disolución saturada de Cu(OH)2 en agua pura y comparémosla con su solubilidad en un medio amortiguado a pH=7 y uno a pH=5 pH=5 [H+]= 1x10-5M [OH-]=1x10-9M pH=7 [OH-]= [H+]= 1x10-7M Agua pura [OH-]= 2[Cu+2] Kps = [Cu+2][OH-]2 = [Cu+2]{2[Cu+2]} = 2 2.2x10-20 [Cu+2] = 1.76545 x 10-7M Kps = [Cu+2][OH-]2 = [Cu+2][1x10-9] = 2 2.2x10-20 [Cu+2] = 2.2 x 10-2M Kps = [Cu+2][OH-]2 = [Cu+2][1x10-7] = 2 2.2x10-20 [Cu+2] = 2.2 x 10-6M

10. EJEMPLO EL pH se modifica de manera importante la solubilidad de las sustancias, tales como en los carbonatos El ion carbonato que se llega a disolver en muy pequeñas cantidades en el agua, participa a su vez en un equilibrio ácido-base, formando el ion bicarbonato: El ion bicarbonato también es una BASE y reacciona con el agua para formar ácido carbónico que inmediatamente se descompone en agua y dioxido de carbono: se desplaza hacia la derecha en estos equilibrios si se disminuye la concentración de alguno de los productos. Sí se agrega H+, reaccionará con el OH- formando agua y al disminuir la [OH-] disminuirá la concentración original de CO3-2. y el equilibrio también se desplazará a la derecha. CuCO3 CO3-2(ac) + Ca+2 (ac) , Kps = [Ca+2][CO3-2] =8.7x10-9 CO3-2 + H2O  HCO3-(ac) + OH- (ac) HCO3- + H2O  H2O + CO2(g) + OH- (ac) Ejemplos en pizarrón

11. Tarea • Escribe la expresión para la constante del producto de solubilidad de las siguientes sales: a) AgOH, b) HgBr2, c)Tl2SO4, d)BaCO3, e) Fe2S3, d)Hg2Cl2, f) PbSO4 • Considera disoluciones saturadas de las siguientes sales. Encuentra en cada caso, el valor de “x” que da la relación entre la concentración al equilibrio del catión y la del anión. • BaSO4, [Ba+2] = x[SO4-2], b) HgBr2, [Hg+2] = x[Br-], c) MgF2, [F-] = x[Mg+2], • d) Ag2SO4, [Ag+] = x[SO4-2], e) Mg3(AsO4)2, [AsO4-3] = x[Mg+2], f)Al(OH)3, [OH-] =x[Al+3]. • Calcula el valor de la constante del producto de solubilidad para el sulfuro de manganeso(II), sabiendo que después de mezclar este sólido con agua y agitar hasta alcanzar el equilibrio, la concentración de manganeso es 1.732x10-7M • Calcula el valor de la constante del producto de solubilidad para el fluoruro de plomo PbF2, sabiendo que después de mezclar este sólido con agua y agitar hasta alcanzar el equilibrio, la concentración de plomo es de 2.1722x10-3M • Calcula la solubilidad del Pb+2 y la del Cl- en una disolución saturada de PbCl2. • Calcula la solubilidad del ion Pb+2 en un litro de disolución saturada de PbCl2 a la que se han añadido 25g de NaCl. • Calcula la solubilidad del ion Cl- en un litro de disolución saturada de PbCl2 a la que se han añadido 25g de Pb(NO3)2 que es soluble en agua • A partir del producto de solubilidad, calcula la solubilidad del Zn(OH)2 en agua pura. Calcula después su solubilidad molar en un medio amortiguador de pH=9 y uno de pH=7. • Calcula el pH de precipitación del Fe(OH)3, sabiendo que su producto de solubilidad es Kps= 1.1x10-36