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EQUILIBRIO HETEROGÉNEO

EQUILIBRIO HETEROGÉNEO. Técnica separativa en el análisis. Identificación de especies. Determinaciones cuantitativas. Aplicaciones de reacciones de precipitación en química analítica. volumetría de precipitación gravimetría. Propiedades analíticas deseables de un ppdo. Poco soluble

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EQUILIBRIO HETEROGÉNEO

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  1. EQUILIBRIO HETEROGÉNEO

  2. Técnica separativa en el análisis Identificación de especies Determinaciones cuantitativas Aplicaciones de reacciones de precipitación en química analítica volumetría de precipitación gravimetría Propiedades analíticas deseables de un ppdo • Poco soluble • Fácil de filtrar • Puro

  3. AgCl (s) Cl- + Ag+ Kps Kps = aClaAg g 1 Dado quem Kps ~ Kps ~ Producto de solubilidad = [Cl-][Ag+]gClgAg

  4. AB(s) A+ + B- AB(s) A+ + B- Q = [A+] [B-] [ ] = concentración actual a a a AB(s) A+ + B- Condiciones de no-equilibrio: concepto de Q Q = Kps equilibrio Q > Kps precipitación Q < Kps no-precipitación o disolución

  5. Ag+ = S Cl- = S Kps = Ag+ Cl- = S S = S2 S = Kps Relación entre Kps y solubilidad • Todo el electrolito disuelto está disociado • No existen compuestos en la solución que aporten iones comunes al precipitado • Los iones que forman el precipitado no participan en otras reacciones

  6. Pb2+ = S Cl- = 2S Kps = Pb2+ Cl- 2 = S(2S)2 = 4S3 S = Kps/4 3 m+n Kps S = mm nn Otro ejemplo: PbCl2 En general: Siendo m y n los coeficientes estequiométricos de los iones del precipitado

  7. Factores que afectan la solubilidad de los precipitados • Constitución • Solvente • Temperatura • Otros factores Factores que modifican Kps • Polimorfismo • Tamaño • Envejecimiento • Efecto salino • Efecto de ion común (homoiónico) • Reacciones competitivas Factores que modifican Q

  8. La mse relaciona con los factores de actividad a través de la ecuación de Debye Hückel Debye Hückel -log i = 0.51 Zi2 m m = ½ ci Zi2 Efecto salino Se modifica la solubilidad de un precipitado por aumento de la fuerza iónica (m) del medio, dado que se modifican los factores de actividad

  9. ¿Cómo se modifican los coeficientes de actividad con la m ? Coeficientes de actividad del H+ (HClO4 0.01 M) en presencia de NaClO4

  10. S2 gClgAg = S2 g±2 Kps = Kps = aClaAg = Ag+ Cl- gClgAg √ S = g± Kps

  11. Ej: formación de AgCl en exceso de NaCl S = [Ag+] S = [Cl-] Kps S = [Cl-] Efecto de ion común La presencia de un ion común con los del precipitado disminuye su solubilidad (siempre que no se formen complejos con dicho ion) Kps = S [Cl-]

  12. AgCl S AgCl32- [Cl-] Al(OH)3 Fe(OH)3 S S Al(OH)4- Fe(OH)2+ [OH-] [OH-] Efecto de ion común: distintos ejemplos Alta cc de electrolito = m alta = efecto salino

  13. Ejemplos Fe(OH)3(s) + 3 H+ Fe3+ + 3 H2O ácido-base AgCl (s) + 2 NH3 Ag(NH3)2+ + Cl- complexión 2 Cr(OH)3(s) + 3 H2O2 + 4 OH- 2 CrO42- + 8 H2O redox BaSO4(s) + CO32- BaCO3(s) + SO42- precipitación Reacciones competitivas Los iones del precipitado participan en otras reacciones químicas

  14. Cálculo de solubilidad en presencia de reacciones competitivas Calcular la solubilidad de AgCl en presencia de NH3 1 M Datos: AgCl Kps =10-10Ag(NH3)2+b = 108 Competencia de equilibrios Verificar si hay o no formación de precipitado en presencia de un ligando capaz de complejar el catión del precipitado Verificar si a un determinado pH un catión permanecerá en solución o precipitará su hidróxido

  15. Precipitación controlada y fraccionada Precipitación controlada:se regulan las condiciones experimentales para que un determinado agente precipitante reaccione con un ion sin que lo haga con otro Precipitación fraccionada:se modifican en forma paulatina las condiciones experimentales para que precipiten iones en forma separada y consecutiva. Es aplicar la precipitación controlada a una serie de iones

  16. condición de no-precipitación Q(ZnS) Kps(ZnS) condición de precipitación Q(CdS) Kps(CdS) [Zn2+] [S2-] Kps(ZnS) [Cd2+] [S2-] Kps(CdS) Ejemplo de precipitación controlada Lograr la precipitación completa de CdS sin que precipite ZnS

  17. Kps(CdS) Kps(ZnS) [S2-] [Cd2+] [Zn2+] 10-28 10-23 [S2-] 10-5 0.1 [H3O+] = √ K [SH2]/[S-2] [S2-] 10-23 10-22 SH2 + H2O S2- + 2 H3O+ K = Ka1 Ka2 = 10-22 [H3O+] = √ 10-22 0.1/10-22 [H3O+] = 0.3 M

  18. Ejercitación • Calcular la solubilidad de AgI en presencia de ion cianuro 2 M (buscar constantes de equilibrio en bibliografía). • Escribir ejemplos de reacciones de disolución de Cu(OH)2 por mecanismo ácido-base y por complexión. • Escribir un ejemplo de reacción de disolución de CuS por mecanismo redox. • Justificar si el ion Cu(II) en concentración 0.10 M formará complejo o su hidróxido en presencia de NH3 2 M.

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