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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir ejemplos de sistemas que implican dos (o más) equilibrios químicos acoplados
  • Calcular las concentraciones de reactivos y productos para sistemas de equilibrio acoplados

Como se ha comentado en los capítulos anteriores sobre el equilibrio, los equilibrios acoplados implican dos o más reacciones químicas separadas que comparten uno o más reactivos o productos. Esta sección de este capítulo abordará los equilibrios de solubilidad unidos a las reacciones ácido-base y de formación de complejos.

Un ejemplo de relevancia medioambiental que ilustra el acoplamiento de la solubilidad y el equilibrio ácido-base es el impacto de la acidificación de los océanos en la salud de los arrecifes de coral. Estos arrecifes están construidos sobre esqueletos de carbonato cálcico poco soluble excretado por colonias de corales (pequeños marinos invertebrados). El equilibrio de disolución relevante es

CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32 (aq)Ksp=8,7×109CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32 (aq)Ksp=8,7×109

El aumento de las concentraciones de dióxido de carbono atmosférico contribuye a incrementar la acidez de las aguas oceánicas debido a la disolución, hidrólisis e ionización ácida del dióxido de carbono:

CO2(g)CO2(aq)CO2(g)CO2(aq)
CO2(aq)+H2O(l)H2CO3(aq)CO2(aq)+H2O(l)H2CO3(aq)
H2CO3(aq) +H2O(l)HCO3(aq)+H3O+(aq) Ka1=4,3×107H2CO3(aq) +H2O(l)HCO3(aq)+H3O+(aq) Ka1=4,3×107
HCO3(aq)+H2O(l)CO32 (aq)+H3O+(aq)Ka2  =4,7×1011HCO3(aq)+H2O(l)CO32 (aq)+H3O+(aq)Ka2  =4,7×1011

La inspección de estos equilibrios muestra que el ion de carbonato está implicado en la disolución del carbonato de calcio y en la hidrólisis ácida del ion de bicarbonato. Combinando la ecuación de disolución con la inversa de la ecuación de hidrólisis ácida se obtiene

CaCO3(s)+H3O+(aq)Ca2+(aq)+HCO3(aq)+H2O(l) K=Ksp/Ka2 =180CaCO3(s)+H3O+(aq)Ca2+(aq)+HCO3(aq)+H2O(l) K=Ksp/Ka2 =180

La constante de equilibrio para esta reacción neta es mucho mayor que la Ksp para el carbonato de calcio, lo que indica que su solubilidad aumenta notablemente en soluciones ácidas. A medida que el aumento de los niveles de dióxido de carbono en la atmósfera incrementa la acidez de las aguas oceánicas, los esqueletos de carbonato cálcico de los arrecifes de coral se vuelven más propensos a la disolución y, por tanto, menos saludables (Figura 15.7).

Esta figura contiene dos fotografías de arrecifes de coral. En a, se muestra un colorido arrecife que incluye tonos de corales púrpura y rosa en el agua verde azulada con peces nadando en el fondo. En b, se muestra un coral de aspecto gris-verde musgoso en un entorno acuático azul. Esta foto no tiene el aspecto colorido ni los peces que se muestran en la figura a.
Figura 15.7 Los arrecifes de coral sanos (a) sostienen una serie densa y diversa de vida marina a lo largo de la cadena alimentaria del océano. Pero cuando los corales son incapaces de crear y mantener de forma adecuada sus esqueletos de carbonato cálcico debido a la acidificación excesiva del océano, el arrecife insalubre (b) solo es capaz de albergar una pequeña fracción de las especies como antes, y la cadena alimentaria local comienza a colapsar (créditos: a: modificación del trabajo de la NOAA Photo Library; b: modificación del trabajo de "prilfish"/Flickr).

El aumento espectacular de la solubilidad con el aumento de la acidez descrito anteriormente para el carbonato de calcio es típico de las sales que contienen aniones básicos (p. ej., carbonato, fluoruro, hidróxido, sulfuro). Otro ejemplo conocido es la formación de caries en el esmalte dental. El principal componente mineral del esmalte es la hidroxiapatita de calcio (Figura 15.8), un compuesto iónico poco soluble cuyo equilibrio de disolución es

Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3PO43−(aq)+OH(aq)Ca5(PO4)3OH(s)5Ca2+(aq)+3PO43−(aq)+OH(aq)
Esta figura incluye una imagen de dos cristales grandes de apatita de color azul claro en un conglomerado mineral que incluye cristales blancos, grises y bronceados. Los cristales de apatita azul tienen un aspecto apagado, polvoriento o pulverizado.
Figura 15.8 Aquí se muestra el cristal del mineral hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. El compuesto puro es blanco, pero como muchos otros minerales, esta muestra está coloreada por la presencia de impurezas.

Este compuesto se disolvió para dar lugar a dos iones básicos diferentes: iones de fosfato tripróticos

PO43−(aq)+H3O+(aq)H2PO42−(aq)+H2O(l)PO43−(aq)+H3O+(aq)H2PO42−(aq)+H2O(l)
H2PO42−(aq)+H3O+(aq)H2PO4(aq)+H2O(l)H2PO42−(aq)+H3O+(aq)H2PO4(aq)+H2O(l)
H2PO4(aq)+H3O+(aq)H3PO4(aq)+H2O(l)H2PO4(aq)+H3O+(aq)H3PO4(aq)+H2O(l)

y los iones monopróticos de hidróxido:

OH(aq)+H3O+2H2OOH(aq)+H3O+2H2O

De las dos producciones básicas, el hidróxido es, por supuesto, la base más fuerte con diferencia (es la base más fuerte que puede existir en solución acuosa), y por ello es el factor dominante que proporciona al compuesto una solubilidad dependiente del ácido. Las caries dentales se forman cuando los residuos ácidos de las bacterias que crecen en la superficie de los dientes aceleran la disolución del esmalte dental al reaccionar completamente con el hidróxido de base fuerte, desplazando el equilibrio de solubilidad de la hidroxiapatita hacia la derecha. Algunos dentífricos y enjuagues bucales contienen NaF o SnF2 añadidos que hacen que el esmalte sea más resistente a los ácidos al sustituir el hidróxido de base fuerte por el fluoruro de base débil:

NaF+Ca5(PO4)3OHCa5(PO4)3F+Na++OHNaF+Ca5(PO4)3OHCa5(PO4)3F+Na++OH

El ion de fluoruro de base débil reacciona solo parcialmente con el residuo ácido bacteriano, lo que produce un cambio menos extenso en el equilibrio de solubilidad y una mayor resistencia a la disolución ácida. Para más información, consulte el artículo La química en la vida cotidiana sobre el papel del flúor en la prevención de la caries dental.

La química en la vida cotidiana

El papel del flúor en la prevención de la caries dental

Como vimos anteriormente, los iones de flúor ayudan a proteger nuestros dientes al reaccionar con la hidroxiapatita para formar fluorapatita, Ca5(PO4)3F. Al carecer de un ion de hidróxido, la fluorapatita es más resistente a los ataques de los ácidos de nuestra boca y, por tanto, es menos soluble, lo que protege nuestros dientes. Los científicos descubrieron que el agua fluorada de forma natural podía ser beneficiosa para los dientes, por lo que se convirtió en una práctica habitual añadir flúor al agua potable. Los dentífricos y los enjuagues bucales también contienen cantidades de flúor (Figura 15.9).

Reemplazar con arte actualizado; la figura en la carpeta de arte "99" es actual y correcta
Figura 15.9 El flúor, presente en muchos dentífricos, ayuda a prevenir las caries (créditos: Kerry Ceszyk).

Por desgracia, el exceso de flúor puede anular sus ventajas. Las fuentes naturales de agua potable en diversas partes del mundo tienen concentraciones variables de flúor, y los lugares donde esa concentración es alta son propensos a ciertos riesgos para la salud cuando no hay otra fuente de agua potable. El efecto secundario más grave del exceso de flúor es la enfermedad ósea, la fluorosis esquelética. Cuando hay un exceso de flúor en el organismo, puede provocar la rigidez de las articulaciones y el engrosamiento de los huesos. Puede afectar gravemente a la movilidad y puede afectar negativamente a la glándula tiroides. La fluorosis esquelética es una enfermedad que padecen más de 2,7 millones de personas en todo el mundo. Así pues, aunque el flúor puede proteger nuestros dientes de la caries, la Agencia de Protección Ambiental de los EE. UU. establece un nivel máximo de 4 ppm (4 mg/L) de flúor en el agua potable de los Estados Unidos. Los niveles de flúor en el agua no están regulados en todos los países, por lo que la fluorosis es un problema en zonas con altos niveles de flúor en las aguas subterráneas.

La solubilidad de los compuestos iónicos también puede aumentar cuando la disolución va unida a la formación de un ion complejo. Por ejemplo, el hidróxido de aluminio se disuelve en una solución de hidróxido de sodio u otra base fuerte debido a la formación del ion complejo Al(OH)4.Al(OH)4.

Un átomo de H está unido a un átomo de O. El átomo de O tiene 2 puntos por encima y 2 puntos por debajo. El átomo de O está unido a un átomo de A l, el cual tiene otros tres átomos de O adicionales unidos. Cada uno de estos átomos de O adicionales tiene 4 puntos dispuestos a su alrededor, y está unido a un átomo de H. Toda esta molécula está contenida entre corchetes, a cuya derecha hay un signo negativo en superíndice.

Las ecuaciones para la disolución del hidróxido de aluminio, la formación del ion complejo y la ecuación combinada (neta) se muestran a continuación. Como indica el valor relativamente grande de K para la reacción neta, el acoplamiento de la formación de complejos con la disolución aumenta drásticamente la solubilidad del Al(OH)3.

Al(OH)3(s)Al3+(aq)+3OH(aq)Ksp=2×1032Al3+(aq)+4OH(aq)Al(OH)4(aq)Kf=1,1×1033Neto:Al(OH)3(s)+OH(aq)Al(OH)4(aq)K=KspKf=22Al(OH)3(s)Al3+(aq)+3OH(aq)Ksp=2×1032Al3+(aq)+4OH(aq)Al(OH)4(aq)Kf=1,1×1033Neto:Al(OH)3(s)+OH(aq)Al(OH)4(aq)K=KspKf=22

Ejemplo 15.15

Mayor solubilidad en soluciones ácidas

Calcule y compare las solubilidades molares del hidróxido de aluminio, Al(OH)3, disuelto en (a) agua pura y (b) un tampón que contiene 0,100 M de ácido acético y 0,100 M de acetato de sodio.

Solución

(a) La solubilidad molar del hidróxido de aluminio en el agua se calcula considerando únicamente el equilibrio de disolución, como se ha demostrado en varios ejemplos anteriores:
Al(OH)3(s)Al3+(aq)+3OH(aq)Ksp=2×1032solubilidad molar en agua=[Al3+]=(2×1032/27)1/4 =5×109MAl(OH)3(s)Al3+(aq)+3OH(aq)Ksp=2×1032solubilidad molar en agua=[Al3+]=(2×1032/27)1/4 =5×109M

(b) La concentración de iones de hidróxido de la solución tamponada se calcula de forma conveniente mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

pH=pKa+log[CH3COO]/[CH3COOH]pH=4,74+log(0,100/0,100)=4,74pH=pKa+log[CH3COO]/[CH3COOH]pH=4,74+log(0,100/0,100)=4,74

A este pH, la concentración de iones de hidróxido es

pOH=14,004,74=9,26[OH]=109,26=5,5×1010pOH=14,004,74=9,26[OH]=109,26=5,5×1010

La solubilidad del Al(OH)3 en este tampón se calcula entonces a partir de sus expresiones de productos de solubilidad:

Ksp=[Al3+][OH]3solubilidad molar en tampón=[Al3+]=Ksp/[OH]3=(2×1032)/(5,5×1010)3=1,2×104MKsp=[Al3+][OH]3solubilidad molar en tampón=[Al3+]=Ksp/[OH]3=(2×1032)/(5,5×1010)3=1,2×104M

En comparación con el agua pura, la solubilidad del hidróxido de aluminio en este tampón ligeramente ácido es aproximadamente diez millones de veces mayor (aunque sigue siendo relativamente baja).

Compruebe su aprendizaje

¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de aluminio en un tampón compuesto por 0,100 M de ácido fórmico y 0,100 M de formiato de sodio?

Respuesta:

0,1 M

Ejemplo 15.16

Equilibrios múltiples

Los haluros de plata no expuestos se eliminan de la película fotográfica cuando reaccionan con tiosulfato de sodio (Na2S2O3, llamado hipo) para formar el ion complejo Ag(S2O3)23−Ag(S2O3)23− (Kf = 4,7 ×× 1013). Se muestra una reacción química utilizando fórmulas estructurales. A la izquierda, A g con superíndice signo positivo va seguido de un signo de suma, el número 2 y una estructura entre corchetes. La estructura se compone de un átomo central de S que tiene enlaces simples con átomos de O por encima, por la derecha y por debajo. Tiene un enlace simple con un segundo átomo de S a la izquierda. Cada uno de estos átomos enlazados tiene 6 puntos a su alrededor. Fuera de los corchetes hay un superíndice 2 signo negativo. Tras una flecha bidireccional se encuentra una estructura entre corchetes con un átomo central A g. A la izquierda y a la derecha, átomos de S tienen enlaces simples con el átomo de A g. Cada uno de estos átomos de S tiene cuatro puntos a su alrededor, y enlaces simples con átomos de S hacia el exterior del átomo central de A g, formando los extremos de la estructura. Cada uno de estos átomos tiene enlaces simples con tres átomos de O unidos por encima, por debajo y al final de la estructura. Cada átomo de O tiene seis puntos a su alrededor. Fuera de los corchetes hay un superíndice 3 signo negativo.

¿Qué masa de Na2S2O3 se requiere para preparar 1,00 L de una solución que disolverá 1,00 g de AgBr por la formación de Ag(S2O3)23−?Ag(S2O3)23−?

Solución

Dos equilibrios están involucrados cuando el bromuro de plata se disuelve en una solución acuosa de tiosulfato que contiene el S2O32−S2O32−:

disolución: AgBr(s)Ag+(aq)+Br(aq)Ksp=5,0×10-13AgBr(s)Ag+(aq)+Br(aq)Ksp=5,0×10-13

formación de complejos: Ag+(aq)+2S2O32−(aq)Ag(S2O3)23−(aq)Kf=4,7×1013Ag+(aq)+2S2O32−(aq)Ag(S2O3)23−(aq)Kf=4,7×1013

Combinando estas dos ecuaciones de equilibrio se produce

AgBr( s)+2S2O32–( aq) Ag(S2O3)23–( aq) K=[Ag(S2O3)23–] [Br ] [ S2O32–]2 =KspKf =24 AgBr( s)+2S2O32–( aq) Ag(S2O3)23–( aq) K=[Ag(S2O3)23–] [Br ] [ S2O32–]2 =KspKf =24

La concentración de bromuro resultante de la disolución de 1,00 g de AgBr en 1,00 L de solución es

[Br]= 1,00g de AgBr× 1mol de AgBr 187,77g/mol × 1mol de Br 1mol de AgBr 1,00L = 0,00532M [Br]= 1,00g de AgBr× 1mol de AgBr 187,77g/mol × 1mol de Br 1mol de AgBr 1,00L = 0,00532M

La estequiometría del equilibrio de disolución indica que resultará la misma concentración de ion acuoso de plata, 0,00532 M, y el valor muy grande de KfKf asegura que esencialmente el ion e tiosulfato complejizará todo el ion de plata disuelto:

[ Ag(S2O3)23– ] =0,00532M[ Ag(S2O3)23– ] =0,00532M

Reordenando la expresión K para las ecuaciones de equilibrio combinadas y resolviendo para la concentración del ion de tiosulfato produce

[S2O32–] = [Ag(S2O3)23– ][Br] K = (0,00532M) (0,00532M) 24 = 0,0011M [S2O32–] = [Ag(S2O3)23– ][Br] K = (0,00532M) (0,00532M) 24 = 0,0011M

Finalmente, la masa total de Na2S2O3Na2S2O3 necesaria para proporcionar suficiente tiosulfato para producir las concentraciones citadas anteriormente puede ser calculada.

Masa de Na2S2O3Na2S2O3 necesaria para producir 0,00532 M Ag(S2O2)23– Ag(S2O2)23–

0,00532 mol Ag(S2 O3 )2 3– 1,00L × 2molS2O3 2– 1mol Ag(S2 O3 )2 3– × 1molNaS2O3 1molS2O32– × 158,1gNaS2O3 1molNaS2O3 = 1,68g 0,00532 mol Ag(S2 O3 )2 3– 1,00L × 2molS2O3 2– 1mol Ag(S2 O3 )2 3– × 1molNaS2O3 1molS2O32– × 158,1gNaS2O3 1molNaS2O3 = 1,68g

Masa de Na2S2O3Na2S2O3 necesaria para producir 0,00110 M S2 O3 2– S2 O3 2–

0,0011 mol S2 O3 2– 1,00L × 1molS2O3 2– 1mol Na2S2 O3 × 158,1gNa2S2O3 1molNa2S2O3 = 0,17g 0,0011 mol S2 O3 2– 1,00L × 1molS2O3 2– 1mol Na2S2 O3 × 158,1gNa2S2O3 1molNa2S2O3 = 0,17g

La masa de Na2S2O3Na2S2O3 necesaria para disolver 1,00 g de AgBr en 1,00 L de agua es, por lo tanto, 1,68 g + 0,17 g = 1,85 g

Compruebe lo aprendido

El AgCl(s), cloruro de plata, tiene una solubilidad muy baja AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq),AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq), Ksp = 1,6 ×× 10–10. La adición de amoníaco aumenta significativamente la solubilidad del AgCl porque se forma un ion complejo: Ag+(aq)+2NH3(aq)Ag(NH3)2 +(aq),Ag+(aq)+2NH3(aq)Ag(NH3)2 +(aq), Kf = 1,7 ×× 107. ¿Qué masa de NH3 se necesita para preparar 1,00 L de solución que disuelva 2,00 g de AgCl por formación de Ag(NH3)2 +?Ag(NH3)2 +?

Respuesta:

1,00 L de una solución preparada con 4,81 g de NH3 disuelven 2,0 g de AgCl.
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