Upload
others
View
4
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
Equilibri de compostos iònics poc solubles
7
Aquesta unitat s’inicia amb l’estudi dels processos de dissolució
de les substàncies i els diferents tipus de solucions.
A continuació, es presenta el càlcul de l’energia reticular o energia
de xarxa (cicle de Born-Haber) i l’entalpia de dissolució.
S’aprofiten les nocions sobre l’equilibri químic que s’han estudiat
en la unitat 6 per poder introduir l’equilibri de solubilitat i, a partir
d’aquí, durem a terme diversos càlculs sobre el producte de solubilitat,
la solubilitat, les concentracions dels diferents ions...
La unitat s’acaba amb l’estudi dels complexos, la seva formulació
i aplicacions.
PRESENTACIÓ
325
326
7 Equilibri de compostos iònics poc solubles
que el determinen.
reticular i l’entalpia d’hidratació dels ions.
de solubilitat Kps.
mitjançant reaccions àcid-base i de formació de complexos.
Competència en indagació i experimentació, que implica la capacitat de fer-se
preguntes i portar a terme investigacions per obtenir respostes.
precipitació, com ara la indagació sobre la formació o no de precipitats en mesclar
diferents substàncies.
Comprensió de la naturalesa de la ciència, que implica saber distingir entre ciència i
que no encaixen en les teories vigents.
CONTINGUTS
COMPETÈNCIES ESPECÍFIQUES DE LA UNITAT
les molècules i/o els ions de les substàncies que es posen en contacte.
les substàncies.
en els processos de dissolució de substàncies poc solubles.
OBJECTIUS
327
PROGRAMACIÓ D'AULA
Equilibri de compostos iònics poc solubles
Competència en el coneixement i la interacció amb el món.
Competència en gestió i tractament de la informació i competència digital,
de coneixement químic, així com lectura comprensiva de textos i la recerca d’informació
impliquen una connexió necessària amb les llengües.
amb la Biologia.
3, que es produeixen
ambient.
entre partícules que intervenen en processos de dissolució.
CONTRIBUCIÓ A LES COMPETÈNCIES GENERALS DEL BATXILLERAT
CONNEXIONS AMB ALTRES MATÈRIES DE BATXILLERAT
partícules (ions o molècules).
Kps a partir dels valors de la solubilitat.
CRITERIS D’AVALUACIÓ
328
7
1. A partir del tipus d’enllaç que s’estableix entre els àtoms que formen
els següents compostos, indica si són solubles o no en aigua:
a) KBr, b) NaOH, c) C4H10, d) BeCl2.
4H10
2
2. La solubilitat del I2 en tetraclorur de carboni a 10 °C és de 3 g
per cada 100 g de dissolvent. La solubilitat del I2 en aigua a 10 °C
és 0,02 g per 100 g de dissolvent.
La solució del iode en el tetraclorur és de color violat; la solució
del iode en aigua és groga.
a) Explica els diferents valors de la solubilitat entre el I2 i el tetraclorur,
i entre el I2 i l’aigua.
b) Es dissol el CCl4 en aigua? Per què?
c) Una solució de I2 en aigua es barreja amb un mateix volum
de tetraclorur de carboni, es tapa i se sacseja.
Què passarà?
2, constituïdes
per dos àtoms iguals.
La solubilitat del iode en aigua serà baixa ja que l’aigua
4
d’atracció entre aquestes molècules i les de l’aigua són molt
febles i no poden trencar els enllaços entre les molècules
d’aigua.
de les del tetraclorur, i no es forma cap solució.
que quedarà separada de l’aigua.
3. Per què creus que el compost AgCl, tot i ser iònic, és molt poc soluble
en aigua?
Les forces d’atracció entre els ions Ag+ ] són molt intenses
i l’aigua no les pot vèncer.
Equilibri de compostos iònics poc solubles
329
SOLUCIONARI
4. Calcula l’energia de la xarxa
del fluorur de liti a partir
de les dades següents.
Construeix un cicle
de Born-Haber per a aquesta
xarxa:
∆Hof (LiF) = −594,1 kJ/mol
EI (Li) = 520 kJ/mol
∆Hsub (Li) = 155,2 kJ/mol
∆Hdis (F2 (g)) = 150,6 kJ/mol
∆H f
= ]
2 (g) + Li(s) (s)
2 (g) + Li(g)
∆Hsub(Li) =
=
2 (g)) = ]333kJ/mol
(g) + Li(g) ]
(g) + Li+(g)
AE (F(g)) = −333 kJ/mol
U = ∆H f − ∆Hsub − ½ ∆Hdis − − =
= − − −
1—2
⋅ − + 333 = ]1011,6 kJ/mol
5. A partir de l’esquema del cicle
de Born-Haber per al fluorur de sodi:
a) Digues quines energies estan
implicades en els processos
1, 2 i 3.
b) Digues quines energies estan
implicades en els processos
4, 5 i 6.
Na(s) + 2 (g) (s)
Na(g) (g)
2
6
1
4 3
Na+(g)
]
(g)
c) Justifica si són positives o negatives les energies implicades
en els processos 1, 2, 3, 4 i 5.
d) En funció de la mida dels ions, justifica si l’energia reticular del fluorur
sòdic serà més gran o més petita, en valor absolut, que la del clorur
de sodi. Justifica la resposta.
(Prova de selectivitat real)
∆Hsub (Na(s))
∆Hdis 2)
U
∆H ºf
de sodi. Les càrregues dels ions que formen les dues sals són les
Equilibri de compostos iònics poc solubles
∆Hdis 2 (g)) =
U
330
7
6. Tenint en compte que les forces d’atracció entre ions depenen de
la distància i del valor de les càrregues, explica la diferència de valors
de l’energia reticular dels elements de les taules següents:
UR (kJ/mol) −910 −788 −732 −682
Red NaF NaCl NaBr NaI
UR (kJ/mol) −657 −701 −788 −834 −2.127 −2.223 −2.326
Red CsCl KCl NaCl LiCl SrCl2 CaCl2 MgCl2
(Prova de selectivitat real)
L’energia reticular augmenta amb la càrrega i disminueix
en augmentar el volum dels ions que formen el cristall.
L’energia reticular dels halurs de sodi disminueix a mesura
dels ions.
La càrrega dels metalls del grup 2 , 2+
que la dels metalls alcalins, +1, per tant, la seva energia
l’energia augmenta del Sr al Mg en disminuir el volum
dels ions.
7. Observa la figura 7.16 i classifica les substàncies següents en solubles,
poc solubles o insolubles: hidròxid d’estronci, clorur de mercuri (I),
sulfat de bari, nitrat de liti, bromur de plom (II), sulfat de potassi, clorur
d’amoni, carbonat de sodi i acetat de plata.
3; K2 4; NH4 2 3
2
4 3 2
8. Compara les diferents solubilitats dels sulfats del grup 2 (metalls
alcalinoterris) i explica el perquè d’aquestes diferències.
i els de Sr i Ba, insolubles.
A mesura que avancem en el grup, la solubilitat disminueix
i augmenta el volum dels cations.
Equilibri de compostos iònics poc solubles
331
SOLUCIONARI
9. Observa la figura 7.16 i digues quins d’aquests compostos es dissolen
en aigua:
a) PbSO4 b) AgI c) CaCO3
d) FeS e) AgNO3 f) Cu(OH)2
3
10. Es dissolen en l’aigua 0,67 g de sulfat de calci fins a obtenir 1 dm3
d’una solució saturada d’aquesta sal. Calcula el producte de solubilitat
del sulfat de calci a 25 °C.
4 (s) →←2+
(aq) +2]
4 (aq)
34 ⋅
4
4
= ⋅ 10−34
Kps = s2 = ⋅ 10−3)2 = 2,4 ⋅ 10−
11. La solubilitat del CaF2 en aigua a 25 °C és 2,05 ⋅ 10−4 mol ⋅ L−1. Quin
és el valor de la Kps a aquesta temperatura?
2 (s) →←2+
(aq) +−
(aq)
s = ⋅ 10−4
Kps = [ 2+] ⋅ [ −]2 = s (2s)2 = 4s3 = 3,4 ⋅ 10−11
12. Calcula la concentració de IO3− en una solució 0,05 M de Ag (I) i saturada
amb AgIO3.
Dada: Kps = 3 ⋅ 10−8
3 (s) →← Ag+(aq) +
−3 (aq)
Kps = [Ag+] ⋅ [ −3]
[Ag+] =
[ −3] =
Kps
[Ag+] =
3 ⋅ 10−8
⋅ 10−2 = 6 ⋅ 10−7mol ⋅ L−1
13. La constant del producte de solubilitat del clorur de plom (II), PbCl2,
és 1,7 ⋅ 10−5 a 25 °C . Quina és la solubilitat del PbCl2 en aigua
en aquesta temperatura?
2 (s) →←2+
(aq) +−
(aq)
Kps = [ 2+] [ −]2 = 4s3
1,7 10 4 ;1,7 10
4,25 10–5 3–5
–6⋅ = =⋅
= ⋅( )s s 4
3
1
3 ==
= ⋅ ⋅1,6 10 mol L–2 –1
Equilibri de compostos iònics poc solubles
332
7
14. Calcula el nombre d’ions clorur i el d’ions plom (II) que hi ha en 1 cm3
d’una solució saturada de clorur de plom (II).
Dada: Kps (PbCl2) = 1,7 ⋅ 10−5
2 (s) →←2+
(aq) +−
(aq)
Kps = [ 2+] ⋅ −]2 = 4s3 s = 1,6 ⋅ 10−2
1cm32 ⋅
1,6 ⋅ 10−2 mol
1.000cm3 ⋅
6,02 ⋅ 1023 ions
1mol = ⋅ 1018 2+
⋅ 1018 2+ ⋅ 2 −
1 2+ = −
15. El producte de solubilitat del bromur de plata a 25 °C de temperatura
és 4,6 ⋅ 10−13. Calcula els grams de AgBr que hi haurà dissolts
en 500 mL de solució saturada de AgBr en aquesta temperatura.
Dades: masses atòmiques: Na = 23; Ag = 108; Br = 80
(Prova de selectivitat real)
AgBr(s) →← Ag+
(aq) + Br−(aq)
Kps = [Ag+] ⋅ [Br–] = 4,6 ⋅ 10−13 = s2
s = 6,78 ⋅ 10−7
⋅ 6,78 ⋅ 10−7 mol AgBr
1.000ml ⋅
187,7g
1mol = 6,36 ⋅ 10− grams
16. Calcula el producte de solubilitat del clorur de plom (II) si saps
que la solubilitat en 100 mL d’aigua a 20 °C
és de 0,99 g.
Dades: masses atòmiques: Pb = 207,19; Cl = 35,5
(Prova de selectivitat real)
2 (s) →←
2+(aq) +
– (aq)
s = 2
100mL ⋅
1mol
278g ⋅
1.000mL
1L = −2 mol ⋅ L−1
Kps = [ 2+] ⋅ [ −]2 = 4s3 = 4 ⋅ ⋅ 10−2)3 = 1,7 ⋅ 10−4
Equilibri de compostos iònics poc solubles
333
SOLUCIONARI
17. Calcula la solubilitat molar del BaSO4 (Kps = 1,08 ⋅ 10−10) en:
a) aigua b) Na2SO4 0,001 M c) Na2SO4 0,100 M
4 (s) ⇆ Ba2+(aq) + 2
4−
(aq)
Kps = [Ba2+] ⋅ [ 24
−] = s2
s = ⋅ =
−1 08 10 10, 1,04 · 10–5
b) Suposem s’ la solubilitat del sulfat de bari en una solució
0,001 M de Na2 4).
La concentració d’ions Ba2+ s’ i la concentració
s
que provenen del sulfat de sodi).
Kps = s’ ⋅ (s’ + 10−3) = s’ ⋅ 10−3 = 1,08 ⋅ 10−10
Suposem que s’ + 10−3 −3, ja que els ions que
provenen del sulfat de bari són molt pocs en comparació
amb els que provenen de la sal soluble.
s’ = 1,8 ⋅ 10−10
10−3 mol ⋅ L−1 = 1,08 ⋅ 10−7mol ⋅ L−1
s’ = 1,8 ⋅ 10−10
10−1 = 1,08 ⋅ 10−
18. El PbI2 és molt poc soluble en aigua. Raona com varia la seva solubilitat
en una solució que conté iodur de potassi.
2 (s) →←
−(aq)
2+(aq)
19. Completa les equacions de les reaccions següents i indica si són reaccions
de precipitació i, en aquest cas, quin és el producte insoluble:
a) NaOH + MgCl2 b) Na2CrO4 + AgNO3 c) KNO3 + NH4Cl
a) + 2 → + 2↓
b) Na2 4 + 3 → 3 + Ag2 4↓
3 + NH4 → + NH4 3
Equilibri de compostos iònics poc solubles
334
7
20. Una solució conté nitrat de calci i nitrat de bari amb una concentració
0,1 M de cada una d’aquestes sals. S’hi afegeix lentament sulfat de sodi:
a) Quina sal precipitarà primer?
b) Quina és la concentració d’ions Ba2+ en el moment que comença
a precipitar el sulfat de calci?
Kps (BaSO4) = 1,1 ⋅ 10−10 Kps (BaSO4) = 2,4 ⋅ 10−5
4 (s) ⇆ 2+
(aq) + 24
−(aq)
4 (s) ⇆ Ba2+(aq) + 2
4−
(aq)
que comença a precipitar el sulfat de calci.
Kps = [ 2+] [ 24
−]
[ 24
−] = 2,4 ⋅ 10−
10−1 = 2,4 ⋅ 10−4
[Ba2+] = 1,1 ⋅ 10−10
2,4 ⋅ 10−4 = 4,6 ⋅ 10−7
21. Una solució conté ions Pb2+, Ba2+ i Fe2+. En afegir-hi NaCl(aq) s’obté
un precipitat blanc, A, que es filtra. A la solució filtrada s’hi afegeix Na2S
i s’obté un precipitat B que es torna a filtrar. S’afegeix Na2SO4 a la solució
i s’obté un precipitat blanc C. Indica quines substàncies componen els
precipitats anteriors.
Ba2+ + 2+
42−
S−
−
Ba2+
2
blanc A)
4
2+ + Ba2+ + 2+
Equilibri de compostos iònics poc solubles
335
SOLUCIONARI
22. Explica com es podrien dissoldre uns precipitats de les substàncies
insolubles següents:
a) CaF2 (recorda que el HF és un àcid feble)
b) FeCO3
c) Cu(OH)2
amb un àcid fort.
2 (s) →← 2+
(aq) +−
(aq)
3+ −
− l’equilibri
2 →← 2+
(aq) +−
(aq)
3+ − i es formarà
aigua.
H3+ + − → H2
23. Anomena els compostos següents:
a) [PbCl4]2−
b) [PtCl2(NH3)]
c) [CrCl2(H2O)4]+
d) [Zn(NH3)2]
Formula els compostos següents:
a) Ió dicianoargentat (I)
b) Ió hexaaquacobalt (II)
c) Tetraclorplatinat (II)
a) [ 2]−
b) [ 2 6]2+
c) [ 4]2−
Equilibri de compostos iònics poc solubles
336
7
24. Expressa per mitjà d’equacions químiques els fets experimentals
següents:
a) El bromur d’argent, compost insoluble en aigua, es dissol
en una solució de cianur de potassi i s’obté una solució
que conté ions potassi i ions dicianoargentats.
b) Els ions Au+ reaccionen amb els ions CN− i s’obté l’ió complex
dicianoaurat (I).
c) L’hidròxid de coure (II), compost insoluble, es dissol en afegir-hi
una solució d’amoníac concentrat i s’obtenen ions tetramminacoure
(II) de color blau intens.
d) Si a una solució aquosa que conté sulfat de ferro (II) s’afegeixen
unes gotes de solució de cianur de potassi, s’obté un precipitat
de cianur de ferro (II) de color terrós. El precipitat es dissol
en cianur de potassi en excés i s’obté una solució que conté
ions potassi i ions d’hexacianoferrat (II).
a) AgBr(s) + (aq) → 2K+(aq)+ [ 2]–(aq) + Br−
(aq)
b) Au+ + − → [ 2]−
2 + NH3 → [ 3)4]2+
4 (aq) + (aq) → 2 (s) + K2 4 (aq)
2 + → K+ + [ 6]4−
25. Els productes de solubilitat del Fe(OH)2 i el Fe (OH)3 són
1,8 ⋅ 10−15 i 6 ⋅ 10−38 respectivament.
a) Escriu les expressions d’aquests dos productes.
b) Quin dels dos és el menys soluble? Explica’n el motiu.
a) Kps 2 = [ 2+] ⋅ [ −]2
Kps 3 = [ 3+] ⋅ [ −]3
26. Calcula la solubilitat molar del BaSO4 (Kps = 1,08 ⋅ 10−10) en:
a) Aigua.
b) Na2SO4 0,001 M.
c) Na2SO4 0,100 M.
4 (s) ⇆ Ba2+(aq) + 2
4−
(aq)
a)
Kps = [Ba2+] ⋅ [ 24
−] = s2
s = ⋅ =
−1 08 10 10, 1,04 · 10–5
Equilibri de compostos iònics poc solubles
337
SOLUCIONARI
b) Suposem s’ la solubilitat del sulfat de bari en una solució
0,001 M de Na2 4).
La concentració d’ions Ba2+ s’ i la concentració
s
que provenen del sulfat de sodi).
Kps = s’ ⋅ (s’ + 10−3) = s’ ⋅ 10−3 = 1,08 ⋅ 10−10
Suposem que s’ + 10−3 −3, ja que els ions que
provenen del sulfat de bari són molt pocs en comparació
amb els que provenen de la sal soluble.
s’ = 1,8 ⋅ 10−10
10−3 mol ⋅ L−1 = 1,08 ⋅ 10−7mol ⋅ L−1
s’ = 1,8 ⋅ 10−10
10−1 = 1,08 ⋅ 10−
27. Calcula la concentració de IO3− en una solució 0,05 M de Ag(I)
i saturada amb AgIO3 (Kps = 3 ⋅ 10−8).
3 (s) →← Ag+
(aq) +−3 (aq)
Kps 3 = [Ag+] ⋅ [ −3 ] = 3 ⋅ 10−8
[ −3 ] =
3 ⋅ 10−8
⋅ 10−2 = 6 ⋅ 10−7 mol/L = 6 ⋅ 10−7 M
28. Calcula la solubilitat del Mg (OH)2 en una solució de NaOH
de pH = 12.
Dada: Kps (Mg(OH)2) = 5,61 ⋅ 10−12
(Prova de selectivitat real)
pH = = 14 − pH = 14 − 12 = 2
[ −] = 10−2mol/L
Kps 2 = ⋅ 10−12 = [Mg2+] ⋅ [ −]2
[Mg2+] = s’ [ −] = 2s’ + 10−2
− l’aproximem a 10−2, ja que −
⋅ 10–12 = s’ ⋅ (10−2)2 = s’ ⋅ 10−4
s’ = ⋅ 10−12
10−4 = ⋅ 10−8 mol/L
Equilibri de compostos iònics poc solubles
338
7
29. Calcula la solubilitat del Fe (OH)3 en una solució aquosa de pH = 3
i en una de pH = 1,5.
Dada: Kps Fe(OH)3 = 1,0 ⋅ 10−38
= 3.
pH = = 14 − 3 = −] = 10−11mol/L
3 (s) →← 3+
(aq) +−
(aq)
Kps 3 = [ 3+] ⋅ [ −]3
[ 3+] = s’ [ −] = 3s’ + 10−11 = 10−11
−
1 ⋅ 10−38 = s’(10−11)3
s’ = 10−38
10−33 = 10− mol/L
=
pH = = 14 − = [ −] = 10− mol/L
3 (s) →← 3+
(aq) +−
(aq)
Kps 3 = [ 3+] ⋅ [ −]3
1 ⋅ 10−38 = s’(10− )3
s ’ 3,16 · 10 mol–1= = = =
−
−
−10
1010
1
10
38
37 5
0 5
,
, //L
30. Calcula la solubilitat de l’oxalat de plata, Ag2C2O4, en aigua.
Dada: Kps = 5 ⋅ 10−12
Explica com varia la solubilitat amb la temperatura.
Per què aquest compost és molt soluble en àcid nítric diluït, però no
ho és en aigua?
Ag2 2 4 (s) →← 2Ag+(aq) + 2
24
− (aq)
Kps Ag2 2 4 = [Ag+]2 ⋅ 224
−] = (2s)2 ⋅ s = 4s3 = ⋅ 10−12
s = ⋅ =−1 25 10 123 , 1,07 · 10–4
L’efecte de la temperatura sobre la solubilitat depèn del signe
(Vegeu l’apartat 2.3., de la pàgina 266 del llibre de text.)
els ions H3+ s’uneixen amb els ions oxalat i l’equilibri es desplaça cap
Equilibri de compostos iònics poc solubles
339
SOLUCIONARI
31. La constant del producte de solubilitat del Pb (OH)2 és 4,2 ⋅ 10−5.
Calcula la concentració molar de Pb2+ en una solució saturada
de Pb(OH)2.
2 (s) →← 2+
(aq) +−
(aq)
Kps = 4,2 ⋅ 10− = (s) ⋅ (2s)2 = 4s3
s3 = ⋅ 10− ; s = 1 ⋅ 10− mol/L
2+] = 1 ⋅ 10− M
32. La constant del producte de solubilitat Kps del carbonat de plom (II)
és 1,6 ⋅ 10−13.
a) Escriu l’expressió del producte de solubilitat del carbonat de plom (II).
b) Determina la solubilitat (en g ⋅ L−1) del carbonat de plom (II) en aigua.
c) Determina la solubilitat (en g ⋅ L−1) d’aquesta sal en una solució 0,1 M
de nitrat de plom (II).
(Prova de selectivitat real)
3 (s) →← 2+
(aq) +23– (aq)
Kps 3 =2+] ⋅ 2
3– ]
b) Kps 3 =2+] ⋅ 2
3– ] = s2 = 1,6 ⋅ 10−13
s = ⋅ =4 10–7 –4mol/L ·267 g
1 mol1,07 · 10 g/L
2+
del nitrat l’anomenem s’, la concentració d’ions carbonat serà igual
a s
Kps 3 =2+] ⋅ 2
3– ] = 0,1 ⋅ s’ = 1,6 ⋅ 10−13
s ’ = =1 6, · 10
0,11,6 · 10
–13–12
33. La solubilitat del AgBr és de 7 ⋅ 10−7 M a 25 °C. Calcula el producte
de solubilitat d’aquesta sal.
Kps AgBr = [Ag+] ⋅ [Br −]
Kps = s2 = (7 ⋅ 10−7)2 = ⋅ 10−14 = ⋅ 10−13
34. Una solució saturada d’hidròxid de zinc té pH = 8,5.
a) Quines són les concentracions dels ions hidròxid i zinc en aquesta
solució?
b) Troba el producte de solubilitat de l’hidròxid de zinc.
Equilibri de compostos iònics poc solubles
340
7
c) Quina quantitat, en grams, d’hidròxid de zinc dissolt hi ha en 200 cm3 de solució saturada?
d) De quina manera es podria incrementar la solubilitat d’aquest hidròxid?
(Prova de selectivitat real)
2 (s) →← Zn2+(aq) +
−(aq)
pH = = 14 − = −] = 10− mol/L =
= 3,16 ⋅ 10–6 mol/L
[ ][ ]
ZnOH
21,58 · 10 M
––62+
= =
b) Kps 2 = [Zn2+] ⋅ −]2 = ⋅ 10−6 ⋅ (3,16 ⋅ 10−6)2 =
= ⋅ 10−17
c) 2001 1 58 10
1
65 43
3
6
cmL
1.000cm
mol
L
g
1 m⋅ ⋅
⋅
⋅
− ,
,
oolg Zn(OH= ⋅
−2 06 10 62, )
un àcid fort.
35. El producte de solubilitat d’una sal en aigua: a) És una constant que només depèn de la temperatura. b) És una constant que depèn de la temperatura i el volum de la solució
utilitzada. c) No és constant, ja que canvia si hi afegim una altra sal amb
un ió comú. d) No és constant, ja que la solubilitat de la sal augmenta si hi posem
més dissolvent.(Prova de selectivitat real)
a) Sí
b) No
c) No
d) No
36. A 25 °C una solució saturada d’hidròxid de calci té un pH = 12,35.
a) Calcula la solubilitat de l’hidròxid de calci a 25 °C i expressa’n el resultat en g ⋅ dm−3.
b) Calcula la Kps de l’hidròxid de calci a 25 °C.
c) Explica com podries dissoldre un precipitat d’hidròxid de calci.
(Prova de selectivitat real)
Equilibri de compostos iònics poc solubles
341
SOLUCIONARI
2 (s) →← 2+
(aq) +−
(aq)
pH = = 14 − = −] = 10− mol/L =
= 2,24 ⋅ 10−2 mol/L
[ ],
, OH ;mol
L
g
1 molg/d−
−
= =
⋅
⋅ =2112 10 74
0 826
s s mm3
b) Kps 2 =2+] ⋅ −]2 = s ⋅ (2s)2 = 4s3 = 4 ⋅ (1,12 ⋅ 10−2)3 =
= ⋅ 10−6
c) Afegint-hi un àcid fort.
37. Una solució saturada d’hidròxid de bari té un pH de 13,3. a) Calcula la constant del producte de solubilitat. b) Disposem d’un litre de solució saturada que conté hidròxid de bari
precipitat. Indica la massa d’aquest compost que es dissol si hi afegim 250 mL d’aigua.
2 s(s) ⇆ Ba2+(aq) + −
(aq)
a) pH = = −] = 10−0,7 = 0,2M
Kps = [Ba2+] ⋅ −]2 = 0,1 ⋅ (0,2)2 = 4 ⋅ 10−3
b) s = 0,1 M
Anomenem x
0,1 mol Ba(OH)
1,250 L
2 ,
+=
x0 1
x = = ⋅ ⋅− −0 1250 0 1 2 5 10 102 2. – , , mol 2,5 mool
171,3 g
1 molgrams⋅ = 4 28,
38. La solubilitat del fluorur de bari, BaF2, és de 1,30 g · L−1 a 25 °C. Calcula:
a) El seu producte de solubilitat.
b) La solubilitat molar en una solució aquosa 0,1 m de BaCl2.
2(s) ⇆ Ba2+(aq) + −
(aq)
a) Kps = [Ba2+] ⋅ −]2
s = ⋅ = ⋅−
1,30 g
L
1 mol
175,3 g7,4 M
10 3
Kps = 4 ⋅ s3 = 4 ⋅ (7,4 ⋅ 10−3)3 = 1,62 ⋅ 10−6
b) [Ba2+] = 0,1 + s’, l’aproximem a 0,1 ja que el valor de s
petit.
Kps = [Ba2+] ⋅ −]2 = 0,1 ⋅ (2s’)2 = 1,62 ⋅ 10−6
s’ = 2 ⋅ 10−3 mol/L
Equilibri de compostos iònics poc solubles
342
7
39. El producte de solubilitat del sulfat de plom (II) és 1,6 ⋅ 10−8.
a) Calcula la solubilitat del PbSO4 en:
– Aigua pura.
– En una solució 0,1 M de Pb(NO3)2.
– En una solució 0,01 M de Na2SO4.
b) Per què el sulfat de plom (II) és més soluble en aigua que en una
solució que contingui ions Pb2+ o SO42−?
4 (s) →← 2+
(aq) +24– (aq)
a) Kps =2+] ⋅ 2
4−] = s2
1,6 ⋅ 10−8 = s2 s = 1,26 ⋅ 10−4 M
Anomenem s
3)2.
s’ i la concentració 2+ s
que provenen del nitrat de plom).
Kps = s’ ⋅ (s’+ 10−1) = s’ ⋅ 10−1 = 1,6 ⋅ 10−8
Suposem que s’ + 10−1 −1, ja que els ions
que provenen del sulfat de plom són molt pocs
en comparació amb els que provenen de la sal soluble.
s’ = 1,6 ⋅ 10−8
0,1 = 1,6 ⋅ 10−7 mol ⋅ L−1
2 424
−] = 0,01
i la concentració dels ions plom s’.
Kps = s’ ⋅ (s’ + 10−2) = s’ ⋅ 10−2 = 1,6 ⋅ 10−8
s’= 1,6 ⋅ 10−6 M
2+ 2
4− fa que l’equilibri de solubilitat del sulfat
40. El clorur de magnesi és una sal soluble en aigua. Però si l’aigua que
utilitzem té caràcter bàsic, podem observar que hi apareix un precipitat.
a) Justifica aquest fet i indica quina és l’espècie que precipita.
b) Calcula el producte de solubilitat de l’espècie anterior sabent
que el precipitat hi apareix quan es dissolen 1,35 g de clorur
de magnesi en 250 cm3 d’aigua a pH = 9.
(Prova de selectivitat real)
a) −
b) ⋅ 2 ⋅
1 mol = ⋅ 10−2 M
Equilibri de compostos iònics poc solubles
343
SOLUCIONARI
[Mg2+] = ⋅ 10−2 M
pH = = 14 − = −] = 10−
2 →← Mg2+ + −
Kps = [Mg2+] ⋅ −]2 = ⋅ 10−2 ⋅ 10−10 = ⋅ 10−12
41. Explica si la quantitat de Fe(OH)3 en equilibri amb la seva solució
saturada augmentarà o disminuirà en les condicions següents.
a) Per addició d’una solució aquosa de KOH.
b) Per addició d’una solució aquosa de HCl.
c) Per addició d’una solució aquosa de FeCl3.
3 (s) ⇆ 3+
(aq) + −(aq)
a) −, l’equilibri
b) − disminueix + procedents de l’àcid.
c) 3+, l’equilibri
42. Quina massa de BaF2 es dissoldrà en 50 mL d’una solució
0,20 M en Ba2+.
Dada: Kps del BaF2 = 2,4 ⋅ 10−5
2 (s) →← Ba2+(aq) +
−(aq)
Kps = [Ba2+] ⋅ −]2 = 4s3
2,4 ⋅ 10− = 4s3 s = 1,8 ⋅ 10−2 mol/L
= 1,8g ⋅ 10−2 mol
1.000 mL ⋅
1 mol =
43. El producte de solubilitat a 25 °C del bromur d’argent és 15,0 · 10−13.
a) Calcula la solubilitat del clorur d’argent en aigua pura, a 25 °C.
b) Calcula la solubilitat d’aquesta sal en una solució 0,01 mol · dm−3
de clorur de potassi.
c) Compara tots resultats i treu-ne les conclusions pertinents.
AgBr(s) →← Ag+(aq) + Br−
(aq)
a) Kps = [Ag+] ⋅ [Br−] = s2
⋅ 10−13 = s2 s = 7,07 ⋅ 10−7 mol/L
b) KBr(s) → Br−(aq) + K+
(aq)
Equilibri de compostos iònics poc solubles
344
7
d’ions Br−
que provenen del bromur d’argent es considera negligible.
Anomenem s’ la nova solubilitat.
⋅ 10−13 = s’⋅ 10−2
s’= ⋅ 10−11mol/L
c) La solubilitat del bromur de plata disminueix en presència
de bromur de potassi en augmentar la concentració d’ions
Br − presents en la solució.
44. Es formarà precipitat de PbI2 en mesclar volums iguals d’una solució
2 ⋅ 10−3 M en Pb(NO3)2 i una altra que és 2 ⋅ 10−3 M en NaI?
3)2 →2+ + −
3
→ Na+ + −
2+] = −] = 2 ⋅ 10−3 M
Si suposem els volums additius, les concentracions dels ions
disminuiran a la meitat quan fem la barreja de les dues solucions. 2+] = −] = 1 ⋅ 10−3 M
Kps =2+] ⋅ −]2 = 7,1 ⋅ 10−
Qps = (1 ⋅ 10−3)3 = 10−
No precipitarà, ja que el valor de la Qps
de solubilitat.
45. El producte de solubilitat del cromat de plata és 1,9 ⋅ 10−12.
Calcula la concentració mínima necessària d’ions Ag+ perquè comenci
a precipitar el cromat de plata en una solució 0,1 M de cromat
de potassi.
K2 4 → 2K+ + 24
−
Ag2 4 →← 2Ag+ + 24
−
Kps = [Ag+]2 ⋅ 24
−] = ⋅ 10−12
Kps = [Ag+]2 ⋅ 0,1 = ⋅ 10−12
[Ag+] = 4,36 ⋅ 10−6 M
46. Indica si precipitarà el CaSO4 si mesclem una solució 10−3 M
d’ions Ca2+ amb una altra d’igual volum 10−3 M d’ions SO42− a 25 °C.
Dada: Kps = 2 ⋅ 10−5
2+] = 24
−] = ⋅ 10−3
Qps =2+] ⋅ 2
4−] = ⋅ 10−3)2 = ⋅ 10−7
No precipitarà, ja que la Qps Kps.
Equilibri de compostos iònics poc solubles
345
SOLUCIONARI
47. S’evaporen 250 cm3 de solució saturada de sulfat de calci, i se n’obté
un residu sòlid de 207 mg.
a) Calcula la solubilitat de la sal en mol ⋅ dm−3.
b) Calcula la constant del producte de solubilitat del sulfat de calci.
c) Determina si precipitarà o no sulfat de calci en barrejar 50 cm3
de nitrat de calci 0,001 M i 50 cm3 de sulfat de sodi 0,01 M.
(Prova de selectivitat real)
a) s = ⋅ ⋅
207mg CaSO
0,250 L
1 g
1.000 mg
1 mol
136 g
4
= 6,08 · 10 M–3
4 (s) →← 2+
(aq) 24
−(aq)
Kps 4 =2+] ⋅ 2
4−] = s2 = −3)2 = −
c) 50 cm · 10 mol Ca
1.000 cm5 · 10 mo
3–3 2
3
–5
+
= ll Ca2+
50 cm · 10 mol SO
1.000 cm5 · 10 m
3
2
4
2
3
2
– –
– = ool SO
4
2–
[SO ]5 · 10
0,1 L5 · 10 M4
24
–3– = =
−
[Ca ]5 · 10
0,1 L5 · 10 M2+
54
= =
−
−
Qps = ⋅ 10−7 = ⋅ 10−6
Kps = 3,7 ⋅ 10−
Qps < Kps no precipita.
48. El iodur de plom (II) és una sal de color groc, força insoluble en aigua
freda, que es pot obtenir barrejant solucions de nitrat de plom (II)
i iodur de potassi.
a) Escriu la reacció de precipitació que hi té lloc.
b) Si barregem 1 L de solució 0,1 M de nitrat de plom (II) amb
1 L de solució 0,1 M de iodur de potassi, calcula la quantitat
en grams de iodur de plom (II) que s’obtindrà (suposant
que és totalment insoluble).
c) Explica quin procediment seguiries al laboratori per preparar
les solucions anteriors a partir dels productes sòlids i per separar
el precipitat format.
(Prova de selectivitat real)
3)2 (aq) + (aq) → 3 (aq) + 2↓
3)2 1L 0,1 M
Equilibri de compostos iònics poc solubles
346
7
0,1 mol KI1 mol PbI
2 mol KI
461 g PbI
1 m
2 2= ⋅
ool PbI23 g PbI
2
2 =
1 L Pb(NO )0,1 mol
1 L
331 g
1 mol333 2 ⋅ ⋅ = ,,1 g
1Kl0,1 mol
1 L
166 g
1 mol16,6 g ⋅ ⋅ =
dins d’un vas de precipitats d’1 L. A continuació es dissol amb
amb una vareta de vidre, el volum d’aigua ha de ser
aproximadament uns ¾ de litre.
Amb l’ajut d’un embut s’aboca la solució dins d’un matràs
49. Una solució té una concentració 1,0 ⋅ 10−5 mol ⋅ dm−3 en ions bari
i 2,0 ⋅ 10−3 mol ⋅ dm−3 en ions calci. Si hi afegim a poc a poc sulfat
de sodi, indica:
a) Quina concentració de sulfat hi haurà en el moment en què comenci
la precipitació del primer ió i quin serà aquest?
b) Quina serà la concentració de l’ió que ha precipitat en primer lloc
quan comenci a precipitar el segon ió?
Dades: Kps (BaSO4) = 1,1 ⋅ 10−10; Kps (CaSO4) = 2,4 ⋅ 10−5
a) [Ba2+] = 1,0 ⋅ 10− M
2+] = 2 ⋅ 10−3 M
cada un dels ions per iniciar la precipitació.
BaSO Ba + SO
[SO ]
4 ( )2+
( ) 42–
( )
42–
s aq aq�
=
1 1, ··
·1,1 · 10 mol · L–5 –110
1 0 10
10
5
−
−
=
,
CaSO Ca + SO
[SO ]·
4 ( )2+
( ) 42–
( )
42–
s aq aq�
=
2 4,
·1,2 · 10 mol · L–2 –110
2 10
5
3
−
−
=
Equilibri de compostos iònics poc solubles
347
SOLUCIONARI
b) [Ba ]·
·9,16 · 102+ –9
= =
−
−
,
,
1 1 10
1 2 10
10
2MM
50. A 1.000 cm3 d’una solució de carbonat de sodi 0,001 mol · dm−3,
s’hi afegeix gota a gota una solució de clorur de bari de concentració
0,001 mol ⋅ dm−3. Quan se n’hi han afegit 8,2 cm3, s’observa l’aparició
d’un precipitat.
a) Escriu la reacció de precipitació que té lloc i indica el producte
que precipita.
b) Calcula el producte de solubilitat del precipitat format.
c) Justifica per què el precipitat format es torna a dissoldre si s’afegeix
àcid clorhídric a la solució.
(Prova de selectivitat real)
1.000 cm3 10−3 M Na2 3
8,2 cm3 10−32
a) Na2 3 + 2 → + 3↓
3 (s) →← Ba2+(aq) +
23
−(aq)
Kps 3 (s) = [Ba2+] ⋅ 23
−]
Ba
8,2cm10 mol Ba
1.000 cm
1,0
2
33 2
3+
− +
=
⋅
0082 L
8,2 10 mol
1,0082 L8,13 10 mol L
66=
⋅= ⋅ ⋅
−− −−1
[CO ]10 mol Na CO
1,0082 L9,92 ·3
2–3
2 3 = =
−
110 mol · L–4 –1
Kps = 8,06 ⋅ 10−
23
− + 2H+ = H2 3
L’equilibri es desplaça cap a la dissolució de la sal, per compensar
aquesta disminució.
51. Una solució és 0,1 M en nitrat d’estronci i 0,050 M en nitrat de calci.
S’afegeix Na2CO3 sòlid a la solució.
a) Quin carbonat precipitarà primer? Quina és la concentració
de carbonat en aquest moment?
b) Quina és la concentració d’estronci en la solució quan es comença
a formar el carbonat càlcic?
Equilibri de compostos iònics poc solubles
348
7
Dades: Kps (SrCO3) = 2 ⋅ 10−8; Kps (CaCO3) = 6 ⋅ 10−7
(Prova de selectivitat real)
3)2
3)2
a) S’afegeix Na2 3
Kps 3 = [Sr2+] ⋅ 23
−] = −8
23
−] = 2 ⋅ 10−8
10−1 = 2 ⋅ 10–7 mol ⋅ L−1
Kps 3 =2+] ⋅ 2
3−] = −7
23
−] = 6 ⋅ 10−7
= 1,2 ⋅ 10− mol ⋅ L−1
que la del carbonat de calci.
b) [Sr ] 1,62+ ps
,
, =
⋅
=
⋅
⋅
=
−
−
−
K
1 2 10
2 10
1 2 105
8
5·· 10–3
52. S’addiciona gota a gota una solució de KIO3 a una solució que és 0,04 M
en Ag (I) i 0,05 M en Ba (II). Sabent que Kps AgIO3 = 3 ⋅ 10−8
i Kps Ba(IO3)2 = 1,6 ⋅ 10−9, calcula:
a) El iodat que precipitarà primer.
b) La concentració del catió que forma el iodat més insoluble
quan comença a precipitar el més soluble.
0,04 M en Ag+
2+
per saturar cada una de les solucions.
[IO ] 7,5 · 10 mol · L3– –7 –1
, =
⋅
=
−3 10
0 04
8
[IO ] 3,2 · 10 mol · L3– –8 –1
,
, =
⋅
=
−1 6 10
0 05
9
b)
[Ba ] 2,13 · 10 mol2+ –3 ,
, =
⋅
⋅
=
−
−
1 6 10
7 5 10
9
7· L–1
Equilibri de compostos iònics poc solubles
349
SOLUCIONARI
53. Se suposa que es mesclen 50 mL de NaCl 2 M amb 50 mL de AgNO3
0,02 M.
a) Quants grams de AgCl precipitaran?
b) Quina concentració de Ag+ quedarà a la solució després
del precipitat?
3 0,02 M
a) 50 mL2 mol NaCl
1.000 mL
1 mol Cl
1mol NaC ⋅ ⋅
−
ll10 mol Cl
–1 – =
50 mL0,02 mol AgNO
1.000 mL
1 mol Ag
1mol
3 ⋅ ⋅
+
AgNO10 mol Ag
3
–3 + =
Kps =−] ⋅ [Ag+] = s2 = 1,8 ⋅ 10−10
s = 1,34 ⋅ 10−
100 mL1,34 10 molAgCl
1.000 mL1,34 · 10
–5–
⋅
⋅
= 66
10−3 mols d’ions Ag+ −6 mols d’ions
Ag+ de la solució saturada = ⋅ 10−4 mols que precipitaran.
⋅ 10−4 ⋅ 143
1 mol = 0,1432 grams.
b) [Ag ]10 9,98 · 10
0,1 L2 · 10 mo+
3 –4–6 =
−
=
−
ll/L
54. S’afegeix cromat de potassi a una solució que conté una concentració
1,0 ⋅ 10−3 M de BaCl2 i la mateixa concentració de SrCl2.
a) Escriu les equacions químiques que tindran lloc.
b) Quina sal precipitarà primer? Justifica-ho.
c) Calcula la concentració d’ió cromat en el moment que comença
a precipitar la primera sal.
d) Raona si s’aconseguirà una bona separació.
Dades: Kps (cromat de bari) = 2,1 ⋅ 10−10;
Kps (cromat d’estronci) = 2 ⋅ 10−5
[Ba2+] = 1,0 ⋅ 10−3 = [Sr2+]
24
−(aq) + Ba2+
(aq) ←← 4
24
−(aq) + Sr2+
(aq) ←← 4
Kps
24
−] = 2,1 ⋅ 10−10
1,0 ⋅ 10−3 = 2,1 ⋅ 10−7 M
Equilibri de compostos iònics poc solubles
350
7
d) Al moment en què comenci a precipitar el cromat d’estronci,
24
−] = 2 ⋅ 10−
1,0 ⋅ 10−3 = 2 ⋅ 10−2 M
[Ba2+] = 2,1 ⋅ 10−10
2 ⋅ 10−2 = ⋅ 10−8 M
Kps = s2; s = ⋅ 10− , per tant, com que la concentració
d’ions Ba2+ en el moment en què comença a precipitar
tot el cromat de bari i s’aconseguirà una bona separació.
55. En la fluoració de l’aigua potable, la concentració dels ions fluorur
és aproximadament de 5 · 10–5 M.
Creus que es pot produir la precipitació de CaF2 en una aigua dura
en la qual la concentració d’ions Ca2+ és de 3 · 10−4 M?
Qps =2+] ⋅ −]2 = 3 ⋅ 10−4 ⋅ ⋅ 10− )2 = ⋅ 10−13
Kps ⋅ 10−10
que la Qps, no precipitarà.
Equilibri de compostos iònics poc solubles