Reacciones de precipitación

Reacciones de precipitación Tema 4 (Continuación) 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: CaCO 3 (s) CaO(s) +CO 2 (g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que: 2 [ CaO] [ CO2 ] K(constante) [ CaCO ] 3 1

Equilibrios heterogéneos (cont). Sin embargo, las concentraciones (n/v) de ambas sustancias sólidas (CaCO 3 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 K C se tiene: K C =[CO 2 ] Análogamente: K P = p(co 2 ) ATENCIÓN!: En la expresión de K C de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de K P únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas. 3 4 Reacciones de precipitación. Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólidolíquido. 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. 2

Equilibrios de precipitación o solubilidad p.ej.: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Importancia de los equilibrios de precipitación Aplicación: Formación de caries Esmalte dental: hidroxiapatita Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 6 PO 4 3- (aq) + 2 OH - (aq) Si añado F - se forma fluoroapatita: Ca 10 (PO 4 ) 6 F 2 (s) que resiste mejor el ataque de los ácidos. Otros fenómenos: * Lluvia ácida: disuelve CaCO 3 de monumentos * CO 2 de la respiración: deterioro de estalactitas y estalagmitas 3

CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. 2.- Producto de solubilidad. 3.- Factores que afectan a la solubilidad. 4

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 (mol) que puede disolverse en una cantidad 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 saturada s gramos soluto / 100 ml disolvente gramos soluto / L disolución moles soluto / L disolución (Molar) Sólidos iónicos cristalinos Solubles (s 10-2 M) Ligeramente solubles (10-5 M < s < 10-2 M) Insolubles (s 10-5 M) Depende de: Solubilidad (s). 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. NH 4 Cl 10 5

PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) Dinámico Heterogéneo Reacción directa: disolución Reacción inversa: precipitación [ Equilibrios de solubilidad] [ Equilibrios de precipitación] Reacciones de precipitación: Aquéllas que dan como resultado la formación de un producto insoluble. Precipitado: Sólido insoluble que se forma por una reacción en disolución. 2 PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. [Concentraciones en el equilibrio] AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K PS = [Ag + ][Cl - ] Producto de solubilidad pág. 111: actividad 16 6

Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que pueden formar una sal insoluble. Cómo saber si se formará precipitado? Q = K PS Q > K PS Q < K PS Equilibrio : disolución saturada Se desplaza hacia la izquierda : precipita No precipita : disolución no saturada. Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad: AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) [ ] o [ ] eq s s K PS = [Ag + ][Cl - ] = s 2 s K PS Si K PS s pág. 112: ejemplo pág. 122: 35,36 7

Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito. Tipo A 2 B: A 2 B (s) 2 A + (ac) + B 2 (ac) [ ] o : 0 0 [ ] eq : 2s s Y la constante de equilibrio tiene la expresión: K (2 s) s 4s S 2 3 s 3 KS 4 Las misma expresión será para electrolitos tipo AB 2. 15 Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito. Tipo A a B b : A a B b (s) a A b+ (ac) + b B a (ac) [ ] o : 0 0 [ ] eq : as bs Y la constante de equilibrio tiene la expresión: K ( as) a ( bs) b abs a b a b s S a b K ab S a b pág. 113: ejemplo, actividad 17 Pág 122: 37-41 16 8

3 FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD. 3.1. Efecto de la temperatura. 3.2. El efecto de ion común 3.3. El efecto de la acidez de la disolución 3.4. Los equilibrios redox 3.5. La formación de complejos estables 3 FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD. 3.1. Efecto de la temperatura. Afecta a K PS, dado que es una constante de equilibrio. AB (s) A + (aq) + B - (aq) Hº dis =? Si Hº dis > 0 (endotérmica) T K PS s Si Hº dis < 0 (exotérmica) T K PS s 9

3.2. Efecto del ión común. La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común. PbI 2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) KI (s) K + (aq) + I - (aq) Ión común s (PbI 2 en agua) = 1.2 10-3 M s (PbI 2 en una disolución 0.1 M de KI) = 7.1 10-7 M 10

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. Mg(OH) 2 Mg 2+ (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. CaF 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 F - (aq) F - (aq) + H 2 O (l) HF (aq) + OH - (aq) La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumenta conforme el ph disminuye. 11

3.4. Los equilibrios redox 3 CuS(s) + 2 NO 3 (aq) +8 H + (aq) 3 S (s)+ 3 Cu 2+ (aq)+ 2 NO (g)+ 4 H 2 O (l) Se debe a que algunos de los iones que forman el precipitado pueden 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 3.5. Formación de iones complejos. Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis. La unión de un ión metálico con una (o más) bases de Lewis se conoce como ión complejo. Ag + (aq) + 2 NH 3 (aq) Ag(NH 3 ) 2+ (aq) Ión complejo p.ej.: La adición de NH 3 tiene un efecto espectacular sobre la solubilidad del AgCl, que aumenta mucho. AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) 12

Disolución saturada: Ag + (aq) y Cl - (aq) Disolución Ag(NH 3 ) 2+ (aq) y Cl - (aq) Precipitado AgCl (s) pág. 114: actividad 18 pág. 115: ejemplo, actividad 19 13