Clase_de_Equilibrios_IONICO_2016

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Equilibrio IónicoEquilibrio IónicoEquilibrio IónicoEquilibrio Iónico
Equilibrio ácido-base I 
2
Equilibrio Acido BaseEquilibrio Acido Base
CaracterísticasCaracterísticas
ÁCIDOS:ÁCIDOS:
•• Tienen sabor agrio.Tienen sabor agrio.
BASESBASES::
•• Tiene sabor amargo.Tiene sabor amargo.gg
•• Son corrosivos para la Son corrosivos para la 
piel.piel.
•• Enrojecen ciertos Enrojecen ciertos 
colorantes vegetales.colorantes vegetales.
•• Disuelven sustanciasDisuelven sustancias
•• Atacan a los metales Atacan a los metales 
gg
•• Suaves al tacto pero Suaves al tacto pero 
corrosivos con la piel.corrosivos con la piel.
•• Dan color azul a Dan color azul a 
ciertos colorantes ciertos colorantes 
vegetales.vegetales.
•• Precipitan sustancias Precipitan sustancias 
di lt á iddi lt á iddesprendiendo Hdesprendiendo H22..
•• Pierden sus Pierden sus 
propiedades al propiedades al 
reaccionar con bases.reaccionar con bases.
disueltas por ácidos.disueltas por ácidos.
•• Disuelven grasas.Disuelven grasas.
•• Pierden sus Pierden sus 
propiedades al propiedades al 
reaccionar con ácidos.reaccionar con ácidos.
2
Ácidos y basesÁcidos y bases
• Teoría de Arrhenius: (punto de partida, superada)
– Ácido: sustancia que produce iones hidrógeno (H+) en agua
2( ) ( ) ( )
H O
g ac acHCl H Cl  
– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua
– ¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3?
• “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.”
• ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua!
• Necesitamos otra teoría
2( ) ( ) ( )
H O
s ac acNaOH Na OH  
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 3
[Lectura: Petrucci 17.1]
Ácidos y basesÁcidos y bases
• Teoría de Brønsted y Lowry: (aceptada hoy para ácidos y bases en disolución acuosa)
– Ácido: dador de iones hidrógeno (H+) o iones hidronio (H3O+)
– Base o álcali: aceptor de iones hidrógeno (H+) o iones hidronio (H3O+)
3 2 4NH H O NH OH
  
á idb á id b
2 3HCl H O Cl H O
   
ácido base
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 4
[Lectura: Petrucci 17.2]
ácidobase ácido base
conjugados
conjugados
3
Ácidos y basesÁcidos y bases
• Teoría de Lewis: (aceptada hoy para ácidos y bases en general)
– Ácido: aceptor de pares de electrones
– Base o álcali: dador de pares de electrones
ácido 
de Lewis
base 
de Lewis
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 5
[Lectura: Petrucci 17.9]
de Lewis de Lewis
Ácidos y bases en Ácidos y bases en 
di l iódi l ió
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 
disolucióndisolución
4
Equilibrio de autoionización. Producto iónico del aguaEquilibrio de autoionización. Producto iónico del agua
2 2 3H O H O H O OH
   14,298 1,0 10wK
 
ácidobase ácido base
H  H 
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
Agua pura:
3[ ][ ] wH O OH K
  
(Aunque no escribimos el subíndice 
eq, nos referirnos a concentraciones 
de equilibrio de aquí en adelante)
14 7
3[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10H O OH M
       a 25ºC:
3[ ] [ ]H O OH
  wK
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
14 7[ ] [ ] 9 6 10 3 1 10H O OH M    
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 7
3[ ] [ ] 9,6 10 3,1 10H O OH M    a 60ºC:
3[ ] [ ]H O OH
  3[ ] [ ]H O OH
  3[ ] [ ]H O OH
 
[Lectura: Petrucci 17.3]
Dsln. ácida Dsln. neutra Dsln. básica o alcalina
pH, pOH y pKpH, pOH y pK
4
3[ ] 3,7 10H O M
  
Las concentraciones molares de H3O+ y de OH- en disolución suelen ser mucho 
menores que 1 M; p.ej:
11[ ] 2,7 10OH M   141,0 10wK
 
25ºC
Def.: 3log[ ]pH H O
 
3,43
3[ ] 10H O M
  10,57[ ] 10OH M 
log[ ]pOH OH  
3,43pH 
14,0010wK

logw wpK K 
14,00wpK 
3[ ][ ] wH O OH K
  
pOH = 10,57
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 8
3 w
3log[ ] log[ ] log wH O OH K
    
wpH pOH pK 
25º ;C 14,00pH pOH 
[Lectura: Petrucci 17.3]
5
pH, pOH y pKpH, pOH y pK
3[ ] /H O M
 [ ] /OH MpH pOH

121,0 10 12,00

2,00

21,0 10
11,00111,0 10
9,0091,0 10
7,0071,0 10
5,0051,0 10
1,0 10 ,
101,0 10 10,00
81,0 10 8,00
61,0 10 6,00
3,00
5,00
7,00
9,00
,
4,00
6,00
8,00
31,0 10
51,0 10
71,0 10
91,0 10
1,0 10
41,0 10
61,0 10
81,0 10A
ci
d
ez
B
asicid
ad
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 9
,
3,0031,0 10

41,0 10 4,00
2,0021,0 10
11,00

10,00
12,00
,
111,0 10

101,0 10
121,0 10
d
[Lectura: Petrucci 17.3]
Electrolitos fuertes y débilesElectrolitos fuertes y débiles
• Electrolito: es una sustancia que en solución 
está presente como iones y conduce la corriente 
lé t ieléctrica.
• Las sales, los ácidos y las bases son electrolitos.
• Un electrolito fuerte forma una solución en la 
que el soluto está presente casi en su totalidad 
como iones
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 10
como iones.
• Un electrolito débil forma una solución en la 
que el soluto esta presente en una pequeña 
fracción como iones.
6
Ácidos y bases Ácidos y bases 
ff
6. Equilibrio ácido-base I 
fuertesfuertes
Ácidos y bases fuertesÁcidos y bases fuertes
Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha
2 3HCl H O Cl H O
    NaOH Na OH  
- puede considerarse totalmente desplazado, salvo en disoluciones muy concentradas
2 3Cl O Cl O NaOH Na OH 
- el aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las 
disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable
2 32H O H O OH
 
Ácidos fuertes Bases fuertes
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 12
HCl HBr HI
4HClO
3HNO
2 4H SO (sólo la 1ª ionización)
LiOH NaOH KOH
RbOH CsOH
 2Mg OH  2Ca OH
 2Sr OH  2Ba OH
[Lectura: Petrucci 17.4]
7
Ácidos y bases Ácidos y bases 
débildébil
6. Equilibrio ácido-base I 
débilesdébiles
Ácidos y bases débilesÁcidos y bases débiles
Es necesario considerar su equilibrio de ionización
2 3HA H O A H O
   Constante de ionizacióno de acidez del ácido HA
3[ ][ ]
[ ] a
A H O
K
HA
 

[ ]HA
2B H O HB OH
   Constante de ionizacióno de basicidad de la base B
[ ][ ]
[ ] b
HB OH
K
B
 

2 3HCN H O CN H O
   106, 2 10aK
  9, 21apK 
- ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa)
6. Equilibrio ácido-base I 14
[Lectura: Petrucci 17.5]
2 o de basicidad de la base B[ ] bB
3 2 4NH H O NH OH
   51,8 10bK
  4,74bpK 
- bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb)
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Ácidos débilesÁcidos débiles
FFu
erza d
el ácid
o
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 15
Bases débilesBases débiles
e
Fu
er
za
 d
e 
la
 b
as
e
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 16
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Grado de Grado de disociacióndisociación
(de un ácido o de una base débiles)(de un ácido o de una base débiles)
2 3HA H O A H O
  
x xx
3[ ][ ]
[ ] a
A H O
K
HA
 

Concentracióndel ácido disociado 100%Grado de Disociación =
[ ]A x
[ ]HA 0c x 
0 0
[ ]A x
c c


 
Concentración del ácido disociado
Concentración de ácido inicial
0c 
0 (1 )c  
3[ ]H O

x 0c 
100%

Ácido fuerte
1
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 17
[Lectura: Petrucci 17.5]
3[ ] x 0c 
2 2
0
0 (1 )
a
c
K
c




2
0
(1 ) a
c
K




0c
Ácido débil
0
0,5
2
0
4
2
a a o aK K c K
c

  

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Relación entre KRelación entre Ka a y Ky Kbb conjugadaconjugada
•• Equilibrio de disociación de un ácido:Equilibrio de disociación de un ácido:
HA HA + H+ H22O O  AA–– + H+ H33OO++
•• Reacción Reacción de la base conjugada con el agua:de la base conjugada con el agua:
AA–– + H+ H22O O  HAHA + OH+ OH––
•• AA–– xx HH33OO++ HAHA xx OHOH––KKaa = = ———————————— ; ; KKb b = = ————————————HAHA AA––
•• AA–– xx HH33OO++ xx HAHA xx OHOH––•• AA  xx HH33OO  xx HAHA xx OHOH KKaa xx KKb b = = ———————————————————————— = K= KWWHAHA xx AA––
10
19
Relación entre KRelación entre Ka a y Ky Kbb conjugada (cont.).conjugada (cont.).
•• En la práctica, esta relación (En la práctica, esta relación (KKaa xx KKb b = = KKWW) significa ) significa 
que:que:
-- Si Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.un ácido es fuerte su base conjugada es débil.
-- Si Si un ácido es débil su base conjugada es fuerteun ácido es débil su base conjugada es fuerte..
•• A la constante del ácido o base conjugada en la A la constante del ácido o base conjugada en la 
reacción con el agua se reacción con el agua se la llama la llama constante de reacción con el agua se reacción con el agua se la llama la llama constante de 
hidrólisis (Kh). 
20
Hidrólisis de salesHidrólisis de sales
•• Es la reacción de los iones de una sal con el aguaEs la reacción de los iones de una sal con el agua..
•• Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de 
un ácido o una base débil:un ácido o una base débil:
•• Hidrólisis Hidrólisis (de (de un catión)un catión)::
NHNH44++ + H+ H22O O NHNH33 + H+ H33OO++
•• Hidrólisis Hidrólisis (de un anión)(de un anión)::•• Hidrólisis Hidrólisis (de un anión)(de un anión)::
CHCH33––COOCOO–– + H+ H22O O CHCH33––COOCOOHH + OH+ OH––
11
21
Tipos de Tipos de hidrólisishidrólisis
•• Según procedan el catión y el anión de un ácido o Según procedan el catión y el anión de un ácido o 
una base fuerte o débil, las sales se clasifican enuna base fuerte o débil, las sales se clasifican en::,,
•• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. 
–– Ejemplo: Ejemplo: NaClNaCl
•• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. 
–– Ejemplo: Ejemplo: NaCNNaCN
•• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil Sales procedentes de ácido fuerte y base débil •• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. 
–– Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl
•• Sales procedentes de ácido débil y base débil. Sales procedentes de ácido débil y base débil. 
–– Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN
22
Sales procedentes de ácido fuerte y base Sales procedentes de ácido fuerte y base 
fuerte.fuerte.
Ejemplo: Ejemplo: NaClNaClj pj p
•• NO SE PRODUCE HIDRÓLISISNO SE PRODUCE HIDRÓLISIS
ya ya que tanto el que tanto el NaNa++ proviene de base fuerte y el proviene de base fuerte y el 
ClCl–– proviene de ácido fuerte. proviene de ácido fuerte. 
12
23
Sales procedentes de ácido débil y base Sales procedentes de ácido débil y base 
fuerte.fuerte.
•• Ejemplo: NaEjemplo: Na++CHCH33––COOCOO––
•• NaNa+ + no hidroliza porque proviene de base fuerte
•• SE SE PRODUCE HIDRÓLISIS PRODUCE HIDRÓLISIS del del CHCH33––COOCOO–– que que 
proviene de ácido débil: proviene de ácido débil: proviene de ácido débil: proviene de ácido débil: 
CHCH33––COOCOO–– + H+ H22O O CHCH33––COOCOOHH + OH+ OH––
lo lo que provoca que el pH > 7 (que provoca que el pH > 7 (disdis. básica).. básica).
24
Sales procedentes de ácido fuerte y base Sales procedentes de ácido fuerte y base 
débil.débil.
•• Ejemplo: Ejemplo: NHNH44ClCl
•• ClCl–– proviene de un ácido fuerteproviene de un ácido fuerte
•• SE SE PRODUCE HIDRÓLISIS PRODUCE HIDRÓLISIS del del NHNH44++ que proviene de que proviene de 
una base débil: una base débil: una base débil: una base débil: 
NHNH44++ + H+ H22O O NHNH33 + H+ H33OO++
lo lo que provoca que el pH < 7 (que provoca que el pH < 7 (disdis. ácida).. ácida).
13
25
Sales procedentes de ácido débil y base Sales procedentes de ácido débil y base 
débil.débil.
•• Ejemplo: Ejemplo: NHNH44CNCN
• El NHNH44++ hidroliza porque proviene de base débilhidroliza porque proviene de base débil
• El CNCN–– hidrolizan porque proviene de un ácido débilhidrolizan porque proviene de un ácido débil
•• La La disolución será ácida o básica según qué ion se disolución será ácida o básica según qué ion se g qg q
hidrolice en mayor grado. hidrolice en mayor grado. 
•• Como KComo Kbb((CNCN––) = 2 · 10) = 2 · 10––55 M yM y
KKaa(NH(NH44++) = 5,6 · 10) = 5,6 · 10––1010 MM , en este caso, la disolución es , en este caso, la disolución es 
básica ya que Kbásica ya que Kbb((CNCN––) es mayor que ) es mayor que KKaa(NH(NH44++))
26
Disoluciones amortiguadoras Disoluciones amortiguadoras 
(tampón o buffer)(tampón o buffer)
•• Son capaces de mantener el pH después de añadir Son capaces de mantener el pH después de añadir •• Son capaces de mantener el pH después de añadir Son capaces de mantener el pH después de añadir 
pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. 
Están formadas por:Están formadas por:
•• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido 
débil con catión neutro:débil con catión neutro:
–– Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
•• Disoluciones de base débil + sal de dicha base Disoluciones de base débil + sal de dicha base •• Disoluciones de base débil + sal de dicha base Disoluciones de base débil + sal de dicha base 
débil con anión neutro:débil con anión neutro:
–– Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
14
pH de soluciones BufferpH de soluciones Buffer
El pH de una solución buffer se calcula con la ecuación de El pH de una solución buffer se calcula con la ecuación de 
Henderson Henderson HasselbachHasselbach::
-- Para una solución de ácido débil y su sal de base fuertePara una solución de ácido débil y su sal de base fuerte
pH = pH = ppKKaa + log (+ log (base conjugadabase conjugada / / ácidoácido))
-- Para una solución buffer de base débil y su sal de ácido Para una solución buffer de base débil y su sal de ácido 
fuertefuertefuertefuerte
pOHpOH = = ppKKbb + log (+ log (acido conjugadaacido conjugada / / basebase))
pH = 14 pH = 14 -- pOHpOH
Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 27
28
Indicadores de pHIndicadores de pH
(ácido(ácido-- basebase))
•• Son sustancias que cambian de color al pasar de la Son sustancias que cambian de color al pasar de la 
forma ácida a la básica:forma ácida a la básica:
•• HInHIn + H+ H22O O InIn–– + H+ H33OO++
forma ácida forma básicaforma ácida forma básica
•• El cambio de color se considera apreciable cuando El cambio de color se considera apreciable cuando 
[[HInHIn] > 10·[In] > 10·[In––] o [] o [HInHIn]< 1/10·[In]< 1/10·[In––] ] 
•• InIn–– ·· HH33OO++ HInHInInIn  HH33OO  HInHInKKaa = = ————————————   HH33OO++  = = KKaa ·· ——————HInHIn InIn––
•• pH = pH = ppKKaa + log + log InIn–– / / HInHIn = = ppKKaa  11
15
29
Algunos indicadores de Algunos indicadoresde pHpH
I di d
Color forma Color forma Zona de viraje 
Indicador
ácida básica
j
(pH)
Violeta de 
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4 6Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
Equilibrio de solubilidadEquilibrio de solubilidadEquilibrio de solubilidadEquilibrio de solubilidad
30
16
CONCEPTOS BÁSICOS.CONCEPTOS BÁSICOS.
vvdisolucdisoluc = v= vcristaliz cristaliz  EquilibrioEquilibrio
Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima 
cantidad de soluto que puede disolverse en una 
determinada cantidad de disolvente a una temperatura 
dada.
Solubilidad de un soluto en un disolvente dado: Cantidad de 
soluto necesaria para formar una disolución saturada en una 
cantidad dada de disolvente.

Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una 
cantidad fija de disolvente.
[p.ej. NaCl en agua a 0ºC  s = 35.7 g por 100 mL agua]
Sólidos
iónicos
cristalinos
• Solubles (s  210-2 M)
• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 210-2 M)
• Insolubles (s  10-5 M)
17
PbIPbI22 (s) (s)  PbPb2+2+ ((aqaq) + 2 I) + 2 I-- ((aqaq) ) 
• Dinámico
• Heterogéneo
• Reacción directa: disolución
[Equilibrios de solubilidad][Equilibrios de solubilidad]
• Reacción inversa: 
precipitación
Reacciones de precipitación: Aquéllas que
dan como resultado la formación de un
prod cto insol bleproducto insoluble.
Precipitado: Sólido insoluble que se forma
por una reacción en disolución.
Equilibrio de solubilidad
SeSe definedefine lala solubilidadsolubilidad (S)(S) comocomo lala máximamáxima
cantidadcantidad dede solutosoluto disueltodisuelto permitidapermitida porpor litrolitro dede
disolucióndisolucióndisolucióndisolución
TodasTodas laslas sustanciassustancias enen mayormayor oo menormenor gradogrado
sonson solublessolubles enen aguaagua..
Incluso las sustancias denominadas “ insolubles”
experimentan el equilibrio de solubilidadexperimentan el equilibrio de solubilidad
18
Equilibrio de Equilibrio de solubilidadsolubilidad
Ejemplo: Ba(SO)Ejemplo: Ba(SO)44Ejemplo: Ba(SO)Ejemplo: Ba(SO)44
Ba(SOBa(SO44))(s)(s) BaBa22+ + ((acac)) ++ SOSO44 22-- ((acac))
equilibrio de solubilidadequilibrio de solubilidadqq
Producto de solubilidad.
AgCl (s)  Ag+ (aq) + Cl- (aq) KPS = [Ag+][Cl-]
Producto de
solubilidad
Bi2S3 (s)  Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)
KPS = [Bi3+]2 [S2-]3
Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:
KPS = (2s)2 (3s)3 5 PS
108
K
s 
AgCl (s)  Ag+ (aq) + Cl- (aq)
[ ]o  
[ ]eq s s
KPS = [Ag+][Cl-] = s2
PSKs 
Si KPS   s 
19
Có b i f á i it d ?Có b i f á i it d ?
MezclamosMezclamos dosdos disolucionesdisoluciones queque contienencontienen dosdos
ionesiones queque puedenpueden formarformar unauna salsal insolubleinsoluble..
¿Cómo saber si se formará precipitado?¿Cómo saber si se formará precipitado?
QQ = = KKPSPS  Equilibrio : disolución saturadaEquilibrio : disolución saturada
QQ > > KKPSPS  Se desplaza hacia la izquierda : precipita Se desplaza hacia la izquierda : precipita 
QQ < < KK  No precipita : disolución no saturadaNo precipita : disolución no saturadaQQ < < KKPSPS  No precipita : disolución no saturada.No precipita : disolución no saturada.
Efecto Efecto del ión común.del ión común.
LaLa solubilidadsolubilidad dede unun compuestocompuesto iónicoiónico pocopoco solublesoluble
disminuyedisminuye enen presenciapresencia dede unun segundosegundo solutosoluto queque
proporcioneproporcione unun iónión comúncomún..
FACTORESFACTORES QUEQUE AFECTANAFECTAN AA LALA SOLUBILIDADSOLUBILIDAD
p pp p
PbIPbI22 (s) (s) PbPb22++ ((aqaq) + 2 I) + 2 I-- ((aqaq)) KIKI (s(s)) KK++ ((aqaq) + I) + I-- ((aqaq))
Ión comúnIón común
s (PbIs (PbI22 en agua) = 1.2en agua) = 1.2××1010--33 MM
s (PbIs (PbI22 en una disoluciónen una disolución
0.1 M de KI) = 7.10.1 M de KI) = 7.1××1010--77 MM
20
Efecto Efecto del pH.del pH.
Mg(OH)Mg(OH)22 (s) (s) MgMg2+2+ ((aqaq) + 2 OH) + 2 OH-- ((aqaq))
SiSi elel pHpH sese hacehace másmás ácidoácido  menormenor [OH[OH--]] 
 elel equilibrioequilibrio sese desplazadesplaza aa lala derechaderecha ÞÞ mayormayor
solubilidadsolubilidad..
EsteEste efectoefecto ocurreocurre enen todastodas laslas salessales cuyocuyo aniónanión presentepresente
caráctercarácter básicobásico..
CaFCaF22 (s) (s) CaCa2+2+ ((aqaq) + 2 F) + 2 F-- ((aqaq))
FF-- ((aqaq) + H) + H22O (lO (l) ) HF (HF (aqaq) + OH) + OH-- ((aqaq))
LaLa solubilidadsolubilidad dede laslas salessales queque contienencontienen anionesaniones básicosbásicos
aumentaaumenta conformeconforme elel pHpH disminuyedisminuye..
EFECTO SALINO
•Es el efecto producido por la presencia de
otros iones presentes en el medio, ajenos a
los constitutivos del precipitado.los constitutivos del precipitado.
•Dicho efecto, contribuye a disminuir las
concentraciones efectivas de los iones en
disolución constitutivos del precipitado,
favoreciendo su disolución (no se alcanza el
valor de Kps o se incrementa su solubilidad)
*Cuanto mayor sea la concentración salina ,
más se hace notar el efecto salino que
contribuye a solubilizar el precipitado.
valor de Kps o se incrementa su solubilidad)