Ejercicio resuelto de Equilibrio químico · Química · 2022

a) Explique en qué consiste el efecto del ion común en equilibrios heterogéneos (reacciones de precipitación). (0,5 puntos)

b) Escriba el enunciado del principio de Le Chatelier y explique su utilidad. (0,5 puntos)

c) Defina los siguientes conceptos (0,5 puntos por apartado):

i) Ácido y base según la teoría de Brönsted-Lowry.

ii) Constante de solubilidad.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Explique}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{consiste}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{efecto}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{ion}}\mathbf{\text{com}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{equilibrios}}\mathbf{\text{heterog}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{neos}}\mathbf{\text{(reacciones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{precipitaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n).}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Es la disminución de la solubilidad de una sal poco soluble cuando en la disolución ya hay uno de los iones que la componen, aportado por otra sustancia soluble.

Se entiende bien con el equilibrio de solubilidad:

$\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{C}\mathrm{l}(\mathrm{s})\rightleftharpoons \mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{c})$

$K_{ps}=[\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}][\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}]$

Si se añade cloruro de sodio, la concentración de $\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$ aumenta bruscamente. El producto de las concentraciones supera entonces al $K_{ps}$ y, por el principio de Le Chatelier, el sistema se opone desplazándose $\mathbf{\text{hacia}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{izquierda}}$, es decir, precipitando más sólido, hasta que el producto vuelve a valer $K_{ps}$.

El resultado neto es que se disuelve menos sal que en agua pura. Conviene subrayar que la $\mathbf{\text{constante}}\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{cambia}}$ —solo depende de la temperatura—: lo que cambia es el reparto entre los dos iones, y por eso, si un ion sube, el otro tiene que bajar.

El efecto es tanto mayor cuanto mayor sea el coeficiente del ion común en la fórmula, porque en la expresión del producto aparece elevado a ese exponente. Se aprovecha en el análisis gravimétrico, añadiendo un exceso del agente precipitante para que la precipitación sea lo más completa posible.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{enunciado}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{principio}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Le}}\mathbf{\text{Chatelier}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{explique}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{utilidad.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

El enunciado es este: cuando sobre un sistema en equilibrio se ejerce una perturbación externa, el sistema evoluciona en el sentido que $\mathbf{\text{tiende}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{contrarrestar}}$ dicha perturbación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

Su utilidad es que permite predecir cualitativamente el sentido del desplazamiento sin hacer ningún cálculo:

Perturbación	Desplazamiento
Añadir un reactivo	hacia los productos
Retirar un producto	hacia los productos
Aumentar la presión	hacia el lado con menos moles de gas
Aumentar la temperatura	en el sentido endotérmico

Su valor práctico es enorme en la industria química, donde se trata precisamente de maximizar el rendimiento: es lo que justifica trabajar a alta presión en la síntesis del amoníaco, o retirar continuamente el producto en una esterificación.

Dos precisiones importantes. La temperatura es la $\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{nica}}$ perturbación que modifica el valor de la constante de equilibrio; las demás solo desplazan las concentraciones. Y un catalizador no desplaza nada: acelera por igual las dos reacciones y solo hace que el equilibrio se alcance antes.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{i)}}\acute{\mathbf{\text{A}}}\mathbf{\text{cido}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{base}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{teor}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Br}}\ddot{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nsted-Lowry.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Un $\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{cido}}$ es toda especie capaz de $\mathbf{\text{ceder}}\mathbf{\text{protones}}$, y una $\mathbf{\text{base}}$, toda especie capaz de $\mathbf{\text{captarlos}}$.

$\mathrm{H}\mathrm{A}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{A}}^{-}+{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}$

La aportación esencial de la teoría es que ácido y base no se definen por separado: la transferencia de un protón exige que haya alguien que lo ceda y alguien que lo capte, de modo que siempre intervienen $\mathbf{\text{dos}}\mathbf{\text{pares}}\mathbf{\text{conjugados}}$. En el ejemplo, HA y ${\mathrm{A}}^{-}$ forman uno, y ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ y ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}$ el otro.

Frente a la definición anterior, la de Arrhenius, esta amplía mucho el campo: explica que sustancias sin grupos $-\mathrm{O}\mathrm{H}$, como el amoníaco o el ion carbonato, se comporten como bases, y no obliga a que el disolvente sea el agua. Además introduce el concepto de especie $\mathbf{\text{anf}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{tera}}$, como el propio agua o el ion $\mathrm{H}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_3^{-}$, que puede actuar de las dos maneras según con quién reaccione.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{ii)}}\mathbf{\text{Constante}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{solubilidad.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Llamada también producto de solubilidad, $K_{ps}$, es la constante del equilibrio heterogéneo entre una sal poco soluble y sus iones en disolución. Es el producto de las concentraciones de los iones en la disolución saturada, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico:

${\mathrm{A}}_{\mathrm{m}}{\mathrm{B}}_{\mathrm{n}}(\mathrm{s})\rightleftharpoons m{\mathrm{A}}^{\mathrm{n}+}+n{\mathrm{B}}^{\mathrm{m}-}$

$K_{ps}=[{\mathrm{A}}^{\mathrm{n}+}{]}^m[{\mathrm{B}}^{\mathrm{m}-}{]}^n$

El sólido no aparece en la expresión porque su concentración es constante, al tratarse de una fase pura.

Solo depende de la $\mathbf{\text{temperatura}}$: ni el ion común ni el pH la modifican, aunque sí alteren la solubilidad. Y es útil por dos motivos: permite calcular la solubilidad de la sal, y comparado con el producto iónico $Q$ de una mezcla cualquiera, permite predecir si habrá precipitado.