PROBLEMAS SOBRE REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

...

Ks = · = 1,5·10-2 · (2S’)2 = 0,06 ·S’2 S’ = = = 1,62·10-8 M[pic 27][pic 28][pic 29][pic 30][pic 31]

3. Mezclamos 25 mL de una disolución que contiene fluoruro de sodio 0,5 M con 50 mL de una disolución que contiene nitrato de bario 0,3 M.

a) Demuestra que se forma precipitado.

b) Encuentra la masa de precipitado formada.

c) Calcula la concentración final de los iones que forman el precipitado.

Datos: KS(fluoruro de bario) = 2·10-6 , F:19 , Ba:137,3 .

R:

a) La reacción es la siguiente: 2NaF + Ba(NO3)2 → BaF2 + 2NaNO3 .

Calculamos los moles de fluoruro de sodio (son los mismos que los de ion fluoruro) y los de nitrato de bario (son los mismos que los de ion bario). Mezclamos los dos compuestos (los volúmenes son aditivos) y demostramos que se forma precipitado del compuesto del que nos dan su Ks, es decir, del fluoruro de bario:

= 0,025 L ·0,5 M = 0,0125 mol = = = 0,167 M[pic 32][pic 33][pic 34][pic 35][pic 36]

= 0,050 L · 0,3 M = 0,015 mol = = = 0,2 M[pic 37][pic 38][pic 39][pic 40][pic 41]

Como la reacción del equilibrio saturado es BaF2 Ba2+ +2F- calculamos la QS y comprobamos que supera el valor de la KS: QS = · = 0,2 · 0,167 = 0,033 KS[pic 42][pic 43][pic 44][pic 45]

b) El cálculo de la masa de precipitado es un cálculo estequiométrico tradicional en el que hay que deducir el reactivo limitante para obtener la masa del producto:

Ba2+ + 2F - → BaF2

ni: 0,015 0,0125

Nos planteamos la pregunta, ¿si reaccionara todo el F-, qué cantidad de Ba2+ reaccionaría? (he elegido este sentido porque se ve que, por la proporción en moles de la reacción, el F- será el reactivo limitante:

0,0125 mol F- · = 6,25·10-3 mol Ba2+ 0,015 mol Ba2+ sobra Ba2+, por lo que el reactivo limitante es el F- y el reactivo en exceso es el Ba2+. La masa del precipitado de BaF2 formada será: 0,0125 mol F- · · = 1,096 g BaF2[pic 46][pic 47][pic 48][pic 49][pic 50]

c) Para calcular las concentraciones de los iones en la disolución saturada, primero calculamos la concentración que queda del reactivo en exceso y luego la concentración del otro ion a partir de la Ks (se ha alcanzado ya el equilibrio por lo que debe existir una pequeña cantidad de ese reactivo):

= = =0,117 M[pic 51][pic 52][pic 53]

Ks = · = = = 4,13·10-3 M[pic 54][pic 55][pic 56][pic 57][pic 58][pic 59]

4. El sulfato de aluminio se utiliza en el tratamiento y la clarificación de aguas y de soluciones acuosas. Con esta finalidad, se disuelve el sulfato de aluminio en agua y, a continuación, al añadirse hidróxido de sodio, se forma un precipitado de hidróxido de aluminio que se lleva y sedimenta parte de las sustancias contaminantes que hay en suspensión.

a) Escribe la reacción correspondiente al equilibrio de solubilidad del hidróxido de aluminio y calcula el pH de una solución saturada de hidróxido de aluminio en agua.

b) Razona cómo solubilizarías un precipitado de hidróxido de aluminio.

Ks(hidróxido de aluminio a 25 °C) = 3,7·10-15

R:

a) La reacción es la siguiente: Al(OH)3(s) Al3+(aq) + 3OH-(aq)[pic 60]

S S 3S

Ks = · = S · (3S)3 = 27S4 S = = = 1,08·10-4 M[pic 61][pic 62][pic 63][pic 64][pic 65]

pOH = -log = -log 3S = -log(3·1,08·10-4) = 3,49 pH = 14 – pOH = 14 – 3,49 =10,51[pic 66][pic 67]

El pH es mayor que 7 (básico) debido a la presencia de los iones OH- del hidróxido.

b) Para disolver el precipitado, lo que conlleva un aumento de la solubilidad del hidróxido, podríamos añadir a la disolución un ácido fuerte como, por ejemplo, el ácido clorhídrico. Los iones H3O+ del ácido se neutralizarían con los iones OH- de la disolución saturada del hidróxido de aluminio. Al disminuir la concentración de los iones OH-, el equilibrio se desplazará hacia la derecha y se favorecería la formación de iones en disolución.

5. El carbonato de calcio y el carbonato de magnesio son dos sales muy poco solubles en agua con unas Ks a 25 °C, respectivamente, de 5·10-9 y 10-5.

a) Razona cuál de los dos carbonatos es más soluble en agua y calcula la solubilidad de este carbonato a 25 °C. Expresa el resultado en mg/L.

b) Si se mezclan 100 mL de una solución de cloruro de magnesio 0,012 M con 50 mL de una solución de carbonato de sodio 0,060 M, deduce si se formará precipitado de carbonato de magnesio. Razona la respuesta.

c) Explica cómo prepararías en el laboratorio los 100 mL de la solución de cloruro de magnesio 0,012 M a a partir de una solución de cloruro de magnesio 0,120 M. ¿Qué material necesitarías?

C:12 , O:16 , Mg:24,3 , Ca:40,1

R:

a) Escribimos las reacciones de precipitación correspondientes. La solubilidad corresponde a la disolución saturada por lo que las reacciones son reversibles:

CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq)[pic 68]

S S S

Ks = · = S·S = S2 S = = = 7,07·10-5 · · = 7,078 mg/L[pic 69][pic 70][pic 71][pic 72][pic 73][pic 74][pic 75][pic 76]

MgCO3(s) Mg2+(aq) + CO32-(aq)[pic 77]

S’ S’ S’

Ks = · = S’2 [pic 78][pic 79][pic 80]

S’ = = = 3,16·10-3 · = 266,388 mg/l. [pic 81][pic 82][pic 83][pic 84][pic 85]

Como observamos, el carbonato de magnesio es el más soluble en agua. Como las proporciones en moles coinciden en las dos reacciones, el carbonato más soluble debía ser el que tuviese mayor Ks por lo que el cálculo de la solubilidad