3 QUIMICA Schaum

316 CAPÍTULO 18 IONES COMPLEJOS; PRECIPITADOS
18.8. En una disolución [Ag + ] = 4 × 10 −3 . Calcule [Cl − ] que debe superarse para que pueda precipitar AgCl. El
producto de solubilidad de AgCl a 25°C es 1.8 × 10 −10 .
K ps =[Ag + ][Cl − ] 1.8 × 10 −10 = (4 × 10 −3 )[Cl − ] [Cl − ]=5 × 10 −8
Esto indica que una disolución saturada de AgCl contiene 5 × 10 −8 mol/L de ion cloruro (recuerde que K ps se define en la
saturación). Si la concentración de ion cloruro aumentara a más de 5 × 10 −8 mol/L habría precipitación.
Este problema difiere de los anteriores porque los dos iones que forman el precipitado se suministran en forma
independiente. Es una situación analítica característica, en la que se agrega algo de cloruro soluble (cualquier compuesto
soluble de cloruro funciona, como NaCl), que causa la precipitación de ion plata presente en la disolución.
18.9. Calcule la solubilidad molar de CaF 2 en una disolución de NaF 0.015 M. Para el CaF 2 , K ps = 3.9 × 10 −11 .
Debido a la gran concentración de F − , que es el ion común, la solubilidad será muy baja. Todo el F − del CaF 2 disuelto se
supondrá insignificante en comparación con la concentración de F − procedente del NaF.
K ps =[Ca 2+ ][F − ] 2 3.9 × 10 −11 =[Ca 2+ ](0.015) 2 [Ca 2+ ]=
3.9 × 1011
(0.015) 2 = 1.7 × 10 −7
La solubilidad del CaF 2 será 1.7 × 10 −7 mol/L. [F − ] que proviene de CaF 2 será 2(1.7 × 10 −7 ) = 3.4 × 10 −7 M de
F − , la cual se puede ignorar, como se indicó antes, por ser insignificante en comparación con F − 0.015 M.
18.10. Calcule la concentración de Ag + , CrO 4 2− , NO 3 − y K + después de haber mezclado 30 mL de AgNO 3 0.0100 M
con 20 mL de K 2 CrO 4 0.010 M y haber alcanzado el equilibrio. Para el Ag 2 CrO 4 , K ps = 1.1 × 10 −12 .
Si no hubiera precipitación se obtendrían las siguientes concentraciones, tomando en cuenta la dilución al mezclar
(30 mL del AgNO 3 (ac) + 20 mL de K 2 CrO 4 (ac) = 50 mL después de mezclar).
[CrO 2− 20
4 ]=
50 (0.010) = 0.0040 M [K+ ]=2[CrO 2−
4 ]=0.0080 M
[Ag + ]=[NO − 3
]=
30
50
(0.010) = 0.0060 M
Ya que K + y NO 3
− no reaccionan, los valores de [K + ] y [NO 3
− ] son los calculados, independientemente de lo que
pase con Ag + y CrO 4
2 − .
Para determinar si se formará un precipitado se calcula el producto iónico Q y se compara con K ps .
Q =[Ag + ] 2 [CrO 2−
4 ]=(0.0060)2 (0.004) = 1.4 × 10 −7 K ps = 1.1 × 10 −12
En vista de que Q > K ps se formará un precipitado.
Sólo se requiere 0.0030 mol/L de CrO 4
2 − para precipitar toda la Ag + . El exceso de CrO 4 2− , 0.0010 mol/L, asegura
que quede muy poco Ag + en disolución. [CrO 4 2− ] equivalente a [Ag + ] restante también será muy pequeña, en comparación
con el exceso de 0.0010 mol/L. Entonces, después de haber precipitado Ag 2 CrO 4 ,
K ps = 1.1 × 10 −12 =[Ag + ] 2 [CrO 2−
4 ]=[Ag+ ] 2 (0.0010)
[Ag + ] 2 = 1.1 × 10 −9 por lo que [Ag + ]=3.3 × 10 −5
El valor anterior es suficientemente pequeño para justificar la hipótesis que se formuló. La disolución final es, en
Ag + , 3.3 × 10 −5 M y, en CrO 4
2 − , 0.0010 M.
18.11. Calcule la solubilidad de AgCN en una disolución regulada a pH 3.00. Para AgCN, K ps = 6.0 × 10 −17 , y para
HCN, K a = 4.93 × 10 −10 .