REACCIONES DE PRECIPITACIÓN CURSO: 2º DE BACHILLERATO ASIGNATURA: QUÍMICA REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Aquellas que tienen lugar entre iones en disolución que forman compuestos insolubles. Se establece un equilibrio heterogéneo (sólidolíquido) entre la solubilidad en agua de una sustancia iónica poco soluble (proceso directo) y la formación del precipitado (proceso inverso). MA (s) M + (aq) + A - (aq) 1
SOLULBILIDAD La solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración de la disolución saturada medida a una temperatura determinada. Solubilidad en masa (g.l -1 ): indica el número de gramos de soluto que hay en un litro de disolución saturada. Solubilidad molar (mol.l -1 ): indica el número de moles de soluto que hay en un litro de disolución saturada. 2
Factores de los que depende la solubilidad de los compuestos iónicos Temperatura: Un aporte de energía favorece la disolución del cristal. Factor energético: A medida que aumenta el carácter covalente del compuesto iónico se dificulta la solvatación y por tanto su solubilidad. Factor entrópico: El aumento de entropía favorece el proceso de disolución. Solubilidad de algunos compuestos Los cationes alcalinos y el catión amonio forman sales generalmente solubles. Los nitratos, cloratos y acetatos forman sales generalmente solubles. Los cloruros, bromuros y yoduros son generalmente solubles, excepto con los cationes Ag +, Pb 2+, Hg 2 2+, Cu + La solubilidad disminuye con el tamaño del anión. Los sulfatos son generalmente solubles, a excepción de los de Sr 2+, Ba 2+ y Pb 2+. Los carbonatos y fosfatos alcalinos o amónicos son solubles, los alcalinotérreos son poco solubles. Los hidróxidos alcalinos son todos solubles, los alcalinotérreos son poco solubles. 3
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD AgI (s) Ag + (aq) + I - (aq) Aplicando la Ley de Acción de Masas: Ks = [Ag + ][I - ] A la constante Ks de la denomina producto de solubilidad de la sal. El producto de solubilidad es función de la temperatura, normalmente se da para una temperatura de 25 ºC Cociente de Reacción Mediante el cociente de reacción, Q, podemos predecir en qué condiciones se formará el precipitado. Al comparar Q con Ks puede ocurrir lo siguiente: a) Q < Ks, no se formará precipitado. b) Q = Ks, el sistema está en equilibrio. c) Q > Ks, si se formará precipitado. 4
Solubilidad y Producto de solubilidad Llamamos S a la solubilidad molar del compuesto iónico MX: MX (s) M + (aq) + X - (aq) Condiciones iniciales c 0 0 En el equilibrio c - s s s Ejemplo AgI (g) Ag + (aq) + I - (aq) Ks = [Ag + ][I - ] = s.s = s 2 MX 2 (s) M + (aq) + 2 X - (aq) Condiciones iniciales c 0 0 En el equilibrio c - s s 2s Ejemplo Mg(OH) 2 (s) Mg 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ks = [Mg 2+ ][OH - ] 2 = s.(2s) 2 = 4s 3 El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (II) es 1,6 10-14. Calcula: a) La solubilidad molar del hidróxido de hierro (II) en agua. b) El ph de una disolución saturada de esta sal. a) El equilibrio iónico de solubilidad propuesto es: Equilibrio Fe(OH) 2 Fe 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Concentraciones iniciales 0 0 Concentraciones equilibrio S 2 s Donde s es la solubilidad, en mol/l, o solubilidad molar del hidróxido de hierro (II). La expresión del producto de solubilidad es: Ks = [Fe 2+ ][ OH - ] 2 = s (2 s) 2 = 4 s 3 De donde s = 1,6 10-5 mol/l b) [ OH - ]=2 s = 2 1,6 10-5 mol/l = 3,2 10-5 mol/l ph = 14 poh = 14 4,5 = 9,5 5
EFECTO DE ION COMÚN Aplicando el Principio de Le Châtelier al equilibrio de solubilidad: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Ks = [Ag + ][Cl - ] Al aumentar la concentración de uno de los iones que forma el precipitado (por ejemplo, añadiendo NaCl). La concentración del otro (Ag + ) debe disminuir para mantener constante Ks. Este fenómeno se conoce como efecto de ion común Influencia del ph del medio El cambio del ph de la disolución influye en el equilibrio de solubilidad de los hidróxidos y de las sales formadas por ácidos o bases débiles. Mg(OH) 2 (s) Mg 2+ (aq) + 2 OH - (aq) ; Ks = 7,1.10-12 Al añadir una base fuerte (NaOH) precipitará el Mg(OH) 2 Al añadir un ácido fuerte (HCl) se disolverá el precipitado de Mg(OH) 2 6
Formación de complejos Los complejos son compuestos de coordinación, consisten en un átomo central unido a un conjunto de iones o moléculas, llamados ligandos, mediante enlaces covalentes coordinados. El átomo central, un metal de transición con orbitales d vacíos, acepta los pares de electrones no compartidos de los ligandos formando una especie química muy estable. Complejo Nombre Complejo Nombre [Ag(NH 3 ) 2 ] + Ion diaminplata [Ag(CN) 2 ] - Ion dicianoargentato [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ Ion tetraaminocobre (II) [Ni(CN) 4 ] 2- Ion tetracianoniquelato (II) [Co(NH 3 ) 4 ] 2+ Ion tetraamincobalto (II) [Cu(CN) 4 ] 2- Ion tetracianocuprato (II) [Ni(NH 3 ) 4 ] 2+ Ion tetraaminniquel (II) [Fe(CN) 6 ] 3- Ion hexacianoferrato (III) 7