Reacciones de precipitaciónReacciones de precipitación

Tema 4 (Continuación)Tema 4 (Continuación)

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Equilibrios heterogéneos• Se habla de reacción homogénea cuando tanto

reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas.

• Por ejemplo, la reacción:

CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo.

• Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que:

2

3

[ ] [ ](constante)

[ ]

CaO COK

CaCO

3

Equilibrios heterogéneos (cont).• Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias

sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes.

• Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC se tiene: KC = [CO2]

• Análogamente: KP = p(CO2)

¡ATENCIÓN!: En la expresión de KC de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de KP únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias

gaseosas.

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Reacciones de precipitación.• Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-

líquido.

• La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal)

• La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida.

• Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.

Importancia de los equilibrios de precipitación

Equilibrios de precipitación o solubilidad

p.ej.: AgCl (s) ⇆Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Aplicación: Formación de caries

Esmalte dental: hidroxiapatita

Ca10(PO4)6(OH)2 (s) ⇆Ca2+ (aq) + 6 PO43- (aq) + 2 OH- (aq)

Si añado F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s) que resistemejor el ataque de los ácidos.

Otros fenómenos:* Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos* CO2 de la respiración: deterioro de estalactitas y estalagmitas

CONTENIDOCONTENIDO

1.- Conceptos básicos.

2.- Producto de solubilidad.

3.- Factores que afectan a la solubilidad.

CONCEPTOS BÁSICOS.CONCEPTOS BÁSICOS.11

vdisoluc = vcristaliz Equilibrio

Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima cantidadde soluto que puede disolverse en una determinada cantidad dedisolvente a una temperatura dada.

Solubilidad de un soluto en un disolvente dado: Cantidad desoluto necesaria para formar una disolución saturada en unacantidad dada de disolvente.

Máxima cantidad de soluto (mol) que puede disolverse en unacantidad fija de disolvente, es decir la molaridad de la disolución saturada

[p.ej. NaCl en agua a 0ºC s = 35.7 g por 100 mL agua]

Si disolvemos menos cantidad

disolución no saturadas

gramos soluto / 100 mL disolventegramos soluto / L disoluciónmoles soluto / L disolución (Molar)

Sólidosiónicos

cristalinos

• Solubles (s 10-2 M)• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 10-2 M)• Insolubles (s 10-5 M)

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Solubilidad (s).• Depende de:

– La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del cristal para romper uniones entre iones.

– Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.

– La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución el aumento de entropía favorece el proceso de disolución: Ej. NH4Cl

PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)

• Dinámico• Heterogéneo• Reacción directa: disolución• Reacción inversa: precipitación

[ Equilibrios de solubilidad]

[ Equilibrios de precipitación]

Reacciones de precipitación: Aquéllas quedan como resultado la formación de unproducto insoluble.

Precipitado: Sólido insoluble que se formapor una reacción en disolución.

¿Cómo saber si se formará precipitado?

Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones quepueden formar una sal insoluble.

Q = KPS Equilibrio : disolución saturada

Q > KPS Se desplaza hacia la izquierda : precipita

Q < KPS No precipita : disolución no saturada.

Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:

AgCl (s) ⇆Ag+ (aq) + Cl- (aq)

[ ]o [ ]eq s s

KPS = [Ag+][Cl-] = s2

PSKs

Si KPS s

pág. 112: ejemplopág. 122: 35,36

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Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito.

Tipo ATipo A22BB: A2B (s) ⇆ 2 A+(ac) + B2(ac)

[ ]o: 0 0

[ ]eq: 2s s

Y la constante de equilibrio tiene la expresión:

Las misma expresión será para electrolitos tipo ABAB2.2.

2 3(2 ) 4 SK s s s 3

4 SK

s

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Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito.

Tipo ATipo AaaBBbb: AaBb (s) ⇆ a Ab+(ac) + b Ba(ac)

[ ]o: 0 0

[ ]eq: as bs

Y la constante de equilibrio tiene la expresión:

( ) ( ) a b a b a bSK as bs a b s Sa b

a b

Ks

a b

pág. 113: ejemplo, actividad 17 Pág 122: 37- 41

FACTORES QUE AFECTAN A LAFACTORES QUE AFECTAN A LASOLUBILIDAD.SOLUBILIDAD.33

3.1. Efecto de la temperatura.3.1. Efecto de la temperatura.

3.2. El efecto de ion común3.2. El efecto de ion común

3.3. El efecto de la acidez de la disolución3.3. El efecto de la acidez de la disolución

3.4. Los equilibrios redox3.4. Los equilibrios redox

FACTORES QUE AFECTAN A LAFACTORES QUE AFECTAN A LASOLUBILIDAD.SOLUBILIDAD.33

3.1. Efecto de la temperatura.3.1. Efecto de la temperatura.

Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio.

• Si Hºdis > 0 (endotérmica) T KPS s

• Si Hºdis < 0 (exotérmica) T KPS s

AB (s) A+ (aq) + B- (aq) Hºdis = ?

3.2. Efecto del ión común.3.2. Efecto del ión común.

La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuyeen presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.

PbI2 (s) ⇆Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) K+ (aq) + I- (aq)

Ión común

s (PbI2 en agua) = 1.210-3 Ms (PbI2 en una disolución 0.1 M de KI) = 7.110-7 M

Prueba de selectividad : 21, 44, 49, 55 y 57

Prueba de selectividad: 49, 55 es necesario conocer el

concepto de pH

3.3. Efecto del pH.3.3. Efecto del pH.

Mg(OH)2 ⇆ ⇆Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Si el pH se hace más ácido menor [OH-] el equilibrio se desplaza a la derecha mayor solubilidad.

Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente carácter básico.

CaF2 (s)⇆Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)

F- (aq) + H2O (l) ⇆HF (aq) + OH- (aq)

La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumentaconforme el pH disminuye.

3.4. Los equilibrios redox3.4. Los equilibrios redox

Se debe a que algunos de los iones que forman el precipitadopueden experimentar oxidaciones o reducciones;

Su concentración en la disolución disminuirá, desplazándose el equilibrio de precipitación para mantener la constante de equilibrio Ks.

pág. 116: ejemplo

3 CuS(s) + 2 NO3

–(aq) +8 H+ (aq)⇆ 3 S (s)+ 3 Cu 2+ (aq)+ 2 NO (g)+ 4 H 2O (l)