Precipitación

Unidad 8: Reacciones de precipitación

Unidad 8: Reacciones de precipitación
1. Solubilidad de las sustancias químicas 3. Precipitación
2. Equilibrio de solubilidad 4. Disolución de precipitados
1.1. Fuerzas intermoleculares y disolución
1.2. Solubilidad de compuestos iónicos
1.3. Otros factores que afectan la solubilidad: la presión
1.4. Grado de solubilidad
2.1. Producto de solubilidad, Ks
2.2. Producto iónico
2.3. Relación entre solubilidad y Ks
3.1. Formación de precipitados
3.2. Efecto del ion común
3.3. Criterios de precipitación completa
4.4. Precipitación fraccionada
4.1. Reacciones ácido-base
4.2. Formación de iones complejos
4.3. Reacciones de oxidación-reducción
UD 8: Reacciones de precipitación

En contexto Importancia de las reacciones de precipitación
Formación de paisajes kársticos
Recuperación de iones valiosos
Formación de caries dentales
Eliminación de atoros en cañerías
Génesis de estalactitas y estalagmitas
Conservación de monumentos
Formación de cálculos renales

1. Solubilidad de
sustancias químicas
Concentración Proporción entre la cantidad
de soluto y disolvente
g·L-1
molalidad
Mol·L-1
Solubilidad A una temperatura, es la concentración del soluto en su disolución saturada.
Insaturada
Saturada
Sobresaturada
Puede disolver más soluto
No admite más soluto
Hay soluto sin disolver

1. Solubilidad de
Ejemplo 1: Se preparan 500 mL de una disolución de carbonato de sodio pesando 10,6 g de la sal y añadiendo agua hasta
500 mL de disolución. ¿Cuál será la molaridad de la disolución? Masas atómicas relativas: Na = 22,99; C = 12,01; O = 16.
1. Expresamos el volumen en litros.
1
500 · 0,5
1000
L
mL L
mL

2. Calculamos la masa molar de la sal. 2 3
1
2·22,99 1·12,01 3·16 105,99 ·Na COM g mol
   
3. Determinamos el número de moles
del carbonato de sodio.
1
10,6 · 0,1
105,99
mol
n g mol
g
 
4. Calculamos la molaridad de la
disolución.
0,1
0,2
0,5
n mol
M M
V L
  

1. Solubilidad de
sustancias químicas 1.1. Fuerzas intermoleculares y disolución
Fuerzas intermoleculares
Disolvente
Soluto
Disolución
Semejante disuelve a semejante

1. Solubilidad de
sustancias químicas 1.2. Solubilidad de compuestos iónicos
Compuestos iónicos
Entalpía de disolución, ∆Hs
Entropía de disolución, ∆S
Cambio de entalpía asociado a la disolución
de una sustancia a presión constante.
Grado de desorden de un sistema. Aumenta.
Energía de Gibbs, ∆G = ∆H - T∆S
Proceso espontáneo si ∆G < 0
Entalpía de red, ∆Hr Entalpía de hidratación, ∆Hh
∆Hd = ∆Hd - ∆Hr < 0

1. Solubilidad de
1.3. Otros factores que afectan la solubilidad:
Presión
Presión Gases Ley de Henry
Temperatura
Al aumentar la
temperatura disminuye
la solubilidad.
cg= xg · Pg

1. Solubilidad de
sustancias químicas 1.4. Grado de solubilidad
Compuestos iónicos
Solubles, s ≥ 0,1 M
Ligeramente 0,1 > s > 0,001
Poco solubles, s < 0,001 M
Aniones Cationes
Solubles Solubles
Nitratos, , cloratos, , percloratos, y
acetatos, .
Haluros, salvo los de los iones plata, ,
plomo(II), y el cloruro de mercurio(I), .
Sulfatos, , menos los de los iones bario,
, mercurio(II), y plomo(II), .
Iones alcalinos.
Catión amonio, .
Poco solubles Poco solubles
Hidróxidos como los de hierro(II), o
aluminio, , salvo los de los metales
alcalinos.
Carbonatos, y fosfatos, , menos los de
los metales alcalinos y el ion amonio, .
Ion Bario, .

2. Equilibrio de
solubilidad
Exceso de sal poco soluble, CaCO3, en agua:
Equilibrio de solubilidad es el equilibrio heterogéneo que se alcanza entre los estados
sólido y disuelto de un compuesto en una disolución saturada de dicho compuesto.
Reacción de disolución
Reacción de precipitación
2 2
3 3(s) (aq) (aq)CaCO Ca CO 
 
2 2
3 3(aq) (aq) (s)Ca CO CaCO 
 
Equilibrio de solubilidad
2 2
3 3(s) (aq) (aq)CaCO Ca CO 


2. Equilibrio de
solubilidad 2.1. Producto de solubilidad, Ks
Equilibrio de solubilidad 2
2 (s) (aq) 2 (aq)PbCl Pb Cl 

Constante de equilibrio, Kc
2 2
2
[ ][ ]
[ (s)]
c
Pb Cl
K
PbCl
 

Concentración de un sólido 2[ (s)]PbCl c
2 2
2[ (s)] [ ][ ]cK PbCl Pb Cl 
Agrupando constantes
Producto de solubilidad, Ks
2 2
[ ][ ]sK Pb Cl 


2. Equilibrio de
solubilidad 2.1. Producto de solubilidad, Ks
Equilibrio de solubilidad (aq) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 

Producto de solubilidad, Ks [ ] [ ]m n n m
sK A B 

El producto de solubilidad, Ks de un compuesto es el producto de las
concentraciones molares de sus iones en la disolución saturada, elevadas a
los coeficientes estequiométricos de su equilibrio de disolución.

2. Equilibrio de
solubilidad 2.2. Producto iónico, Qs
Producto de iónico, Qs [ ] [ ]m n n m
sQ A B 

El producto iónico, Qs de una sal en una disolución es el producto de las concentraciones molares de los iones de la sal
elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos en un instante determinado.
No tiene que estar en equilibrio.
Qs < Ks
Qs = Ks En equilibrio
Qs > Ks Exceso de soluto que precipitará.

2. Equilibrio de
solubilidad 2.1. Producto iónico, Qs
Ejemplo 2: ¿Podremos disolver completamente 1 g de PbCO3 en 100 L de agua?
Datos: Ks(PbCO3) = 7,4·10-14. Masas atómicas relativas: Pb = 207,20; C = 12,01; O = 16,00.
1. Calculamos la masa molar y el
número de moles.
2. Calculamos la molaridad del
carbonato de plomo y escribimos su
equilibrio de disolución.
3
1 31
207,20 12,01 3·16 267,21 · ; 1 · 3,7·10
267,21
PbCO
mol
M g mol n g mol
g
 
     
3. Puesto que cada mol de sal
produce un mol de anión y catión
calculamos Qs.
4. Comparamos Qs y Ks
3
5 2 2
3 3
3,7·10
3,7·10 ; (s) (aq) (aq)
100
n mol
M M PbCO Pb CO
V L

  
   
2 2 5 5 9
3[ ][ ] 3,7·10 ·3,7·10 1,4·10sQ Pb CO    
  
9 14
1,4·10 7,4·10s sQ K 
   No se disolverá todo el carbonato de plomo.

2. Equilibrio de
solubilidad 2.3. Relación entre solubilidad y Ks
(s) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 
 [ ] [ ]m n n m
sK A B 

Ks es el producto de las concentraciones molares de sus iones en la disolución saturada,
elevadas a los coeficientes estequiométricos de su equilibrio de disolución.
Hay relación entre Ks y la solubilidad de una sustancia iónica.

2. Equilibrio de
(s) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 
 [ ] [ ]m n n m
sK A B 

Conocida la
solubilidad
Calculamos la solubilidad
molar.
Relacionamos la
solubilidad con la
concentración iónica.
Sustituimos en el
producto de solubilidad.
Calculamos el producto
de solubilidad.
M
s
S
M

[ ] ·
[ ] ·
m
n
A n S
B m S




( · ) ( · )n m
sK n S m S · ·n m n m
sK n m S 


2. Equilibrio de
Ejemplo 3: La solubilidad del cloruro de plomo(2+) a 25 ºC es de 8,1 g·L-1. ¿Cuál es su producto de solubilidad?
Masas atómicas relativas: Pb = 207,20; Cl = 35,45.
Calculamos solubilidad molar.
Relacionamos la solubilidad molar
con la concentración iónica.
2
1 2 11
207,20 2·35,45 278,10 · ; 8,1 · 3,0·10 ·
267,2
PbCl
g mol
M g mol S mol L
L g
  
    
Sustituimos en el producto de
solubilidad, Ks.
Operamos y calculamos el producto
de solubilidad, Ks
2 2+ -
2 (s) (aq) 2 (aq);[Pb ]=S;[Cl ]=2SPbCl Pb Cl 

2 2 2 3
[ ][ ] ·(2 ) 4·sK Pb Cl S S S 
  
2 3 4
4·(3,0·10 ) 1,1·10sK  
 

2. Equilibrio de
(s) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 
 [ ] [ ]m n n m
sK A B 

Conocido el producto
de solubilidad
Relacionamos la
solubilidad con la
Sustituimos en el
producto de solubilidad.
Determinamos la
solubilidad molar
Calculamos la
solubilidad.
[ ] ·
[ ] ·
m
n
A n S
B m S




( · ) ( · )n m
sK n S m S
·
sn m
n m
K
S
n m
 · Ms S M

2. Equilibrio de
Ejemplo 4: El producto de solubilidad del fosfato de plata a 25 ºC es de 8,89·10-17. ¿Cuánto vale su solubilidad?
Masas atómicas relativas: Ag = 107,87; P = 30,97; O = 16,00.
Relacionamos la solubilidad con la
Sustituimos en el producto de
solubilidad, Ks.
3 3
3 4 4 4(s) 3 (aq) (aq);[ ] 3· ;[ ]Ag PO Ag PO Ag S PO S   
  
Determinamos la solubilidad molar.
Calculamos la solubilidad.
3 3 3 4
4[ ] [ ] (3· ) 27·sK Ag PO S S S 
  
17
5 144
8,89·10
4,26·10 ·
27 27
sK
S mol L

 
  
1
5 2 1
3·107,87 30,97 4·16 418,58 ·
· 4,26·10 ·418,58 1,78·10 ·
M
M
M g mol
s S M g L

  
   
  

3. Precipitación
Precipitado es el sólido que aparece en una disolución por efecto de la cristalización o de una reacción química.
Pérdida de disolvente
Adición de un reactivo
Disolución sobresaturada
Cristalización
Precipitación

3. Precipitación 3.1. Formación de precipitados
Una reacción de precipitación es aquella en la que al mezclar dos
disoluciones aparece un compuesto insoluble que forma un precipitado.
3 3(aq) (aq) (s) (aq)AgNO NaCl AgCl NaNO 
3 3(aq) (aq) (aq) (aq) (s) (aq) (aq)Ag NO Na Cl AgCl Na NO     
    
(aq) (aq) (s)Ag Cl AgCl 

Ecuación molecular
Ecuación iónica
Ecuación iónica neta
Se forma precipitado: Qs > Ks
[ ][ ]> sAg Cl K 

Ejemplo 5: El producto de solubilidad del sulfato de bario a 25 ºC es de 1,08·10-10. ¿Precipitará este sulfato si mezclamos 15
mL de cloruro de bario 0,01 mol·L-1 y 35 mL de sulfato de sodio 0,01 mol·L-1? Suponer los volúmenes aditivos.
Escribimos la ecuación molecular e
iónica neta de la reacción.
Calculamos la concentración final del
ion bario.
2 2 4 4
2 2
4 4
(aq) (aq) (s) 2 (aq)
(aq) (aq) (s)
BaCl Na SO BaSO NaCl
Ba SO BaSO 
 

ion sulfato.
Calculamos el producto iónico, Qs. Si
es mayor que el producto de
solubilidad, Ks precipitará.
2 10,01·0,015
[ ] 0,003 ·
0,015 0,035
Ba mol L 
 

2 1
4
0,01·0,035
[ ] 0,007 ·
0,015 0,035
SO mol L 
 

2 2 5
4[ ][ ] 0,003·0,007 2,1·10s sQ Ba SO K  
   

Ejemplo 6: El producto de solubilidad del hidróxido de calcio a 25 ºC es 5,02·10-6. ¿Precipitará si mezclamos 30 mL de nitrato
de calcio 0,02 mol·L-1 y 20 mL de hidróxido de sodio 0,02 mol·L-1? Suponer los volúmenes aditivos.
Escribimos la ecuación molecular e
iónica neta de la reacción.
ion calcio.
3 2 2 3
2
2
( ) (aq) 2 (aq) ( ) (s) 2 (aq)
(aq) 2 (aq) ( ) (s)
Ca NO NaOH Ca OH NaNO
Ca OH Ca OH 
 

ion hidróxido.
Calculamos el producto iónico, Qs. Si
es mayor que el producto de
solubilidad, Ks precipitará.
2 10,02·0,030
[ ] 0,012 ·
0,030 0,020
Ca mol L 
 

10,02·0,020
[ ] 0,008 ·
0,030 0,020
OH mol L 
 

2 2 2 7
[ ][ ] 0,012·0,008 7,7·10s sQ Ca OH K  
   

3. Precipitación 3.2. Efecto del ion común
Efecto del ion común es la disminución de la solubilidad de un compuesto
por la adición de otro con el que tiene un ion en común.
Principio de Le Chatelier
Añadir iones a la derecha
Equilibrio va a la izquierda
(s) (aq) (aq)AgCl Ag Cl 

(s) (aq) (aq)NaCl Na Cl 
 

3. Precipitación 3.2. Efecto del ion común
Ejemplo 7: ¿Cuál será la solubilidad molar del cromato de plata en agua pura? ¿Y en una disolución 0,01 mol·L-1 de cromato de
sodio? Ks(Ag2CrO4) = 1,12·10-12.
Escribimos la ecuación disolución y
relacionamos la solubilidad iónica y
molar.
Calculamos la solubilidad molar con
ayuda de Ks.
2
2 4 4
2
4
(s) 2 (aq) (aq)
[ ] 2 ;[ ]
Ag CrO Ag CrO
Ag S CrO S
 
 

 
En la disolución posterior, la
concentración de cromato coincidirá
con la de cromato de sodio.
Calculamos la solubilidad con esta
concentración de ion cromato.
12
2 5 133
1,12·10
(2 ) 6,5·10 ·
4 4
s
s
K
K S S S mol L

 
    
2 1
4[ ] ' 0,01 0,01 ·CrO S mol L 
  
12
2 6 11,12·10
(2 ') ·0,01 ' 5,3·10 ·
0,01·4
sK S S mol L

 
   

3. Precipitación 3.3. Criterio de precipitación completa
Ion comúnEliminar iones Cf < 0,1 % C0
Producto de solubilidad, Ks
C0 del ion a eliminar
Concentración del ion común

3. Precipitación 3.3. Criterio de precipitación completa
Ejemplo 8: Dada una disolución saturada de cromato de plata, ¿precipitará completamente la plata si el ion cromato aumenta
su concentración hasta 0,05 mol·L-1? Ks(Ag2CrO4) = 1,12·10-12.
Escribimos la ecuación disolución y
relacionamos la solubilidad iónica y
molar.
Calculamos la concentración inicial
del ion Ag+
2
2 4 4
2 2 3
4
(s) 2 (aq) (aq)
[ ] 2 ;[ ] (2 ) 4s
Ag CrO Ag CrO
Ag S CrO S K S S S
 
 

    
ion plata.
Determinamos el tanto por ciento
que queda en disolución
12
5 1 4 13
1,12·10
6,5·10 · ;[ ] 1,3·10 ·
4
S mol L Ag mol L

    
  
12
12 2 6 11,12·10
1,12·10 [ ] ·0,05 [ ] 4,7·10 ·
0,05
F FAg Ag mol L

   
    
6
4
4,7·10
% ·100 3,6%
1,3·10


  No precipita completamente

3. Precipitación 3.4. Precipitación fraccionada
Precipitación fraccionada: adición de un ion común, precipitación completa de un ion dejando el resto en disolución.
Calcular la concentración
del ion común para que
precipite el primer ion.
del ion común para que
precipite el segundo ion.
del ion que precipita
antes cuando precipita el
otro ion.
Comprobar si hay
precipitación completa.

3. Precipitación 3.4. Precipitación fraccionada
Ejemplo 9: Dada una disolución 0,05 mol·L-1 de Ag+ y Pb2+, ¿podrán separarse por adición de cloruro de sodio? Ks(PbCl2) =
1,70·10-5; Ks(AgCl) = 1,77·10-10.
Determinamos la concentración de
Cl- a la que empieza a precipitar Ag+
Determinamos la concentración de
Cl- a la que empieza a precipitar Pb2+
10
9 1
(s) (aq) (aq) K [ ][ ]
1,77·10
[ ] 3,5·10 ·
0,05
sAgCl Ag Cl Ag Cl
Cl mol L
   

  
  
 
Calculamos la concentración de Ag+,
que precipita antes, cuando empieza
a precipitar Pb2+.
Determinamos el tanto por ciento
Ag+ que queda en disolución cuando
precipita Pb2+.
9
59,8·10
% ·100 2,0·10 %
0,05


  Sí pueden separarse por
precipitación fraccionada.
2 2 2
2
5
2 1
(s) (aq) 2 (aq) K [ ][ ]
1,70·10
[ ] 1,8·10 ·
0,05
sPbCl Pb Cl Pb Cl
Cl mol L
   

  
  
 
10
9 1
2
(s) (aq) (aq) K [ ][ ]
1,77·10
[ ] 9,8·10 ·
1,8·10
sAgCl Ag Cl Ag Cl
Ag mol L
   

  

  
 

4. Disolución de
precipitados
Tuberías
Caries
Problemas por la
aparición de precipitados
Atoros
Eflorescencias
Jabones

4. Disolución de
precipitados
Sal de ácido débil
4.1. Reacciones ácido-base
Hidróxidos
( ) (s) (aq) (aq)n
nX OH X nOH 

3 2(aq) (aq) 2 (l)OH H O H O 

(s) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 

(1 )
3 2(aq) (aq) (aq) (l)n n
B H O BH H O  
 
Principio de Le
Chatelier
Adición de ácido
Sal amónica
Ácido fuerteCambio en el pH

Ejemplo 10: ¿Cuál será la solubilidad del hidróxido de plomo(II) en una disolución de pH = 5? Ks(Pb(OH)2) = 1,43·10-20; masas
atómicas relativas Pb = 207,20; O = 16,00; H = 1,01.
Calculamos la masa molar del
hidróxido de plomo.
Escribimos el equilibrio de disolución
del hidróxido y su producto de
solubilidad.
1
207,20 2·(1,01 16,0) 241,22 ·MM g mol
   
Como pH = 5;[H3O+] = 10-5 y [OH-] =
10-9. Calculamos la solubilidad molar
del hidróxido.
Determinamos la solubilidad del
hidróxido de plomo(II)
2 1 1 1
1,43·10 · ·241,22 · 3,5 ·s mol L g mol g L   
 
2
2
2 2
( ) (s) (aq) 2 (aq)
K [ ][ ]s
Pb OH Pb OH
Pb OH
 
 


20
20 2 9 2 2 2 1
18
1,43·10
1,43·10 [ ](10 ) [ ] 1,43·10 ·
1,0·10
Pb Pb mol L

     

   
4. Disolución de
precipitados 4.1. Reacciones ácido-base

4. Disolución de
precipitados 4.2. Formación de iones complejos
(s) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 

Un ion complejo es un ion que tiene un ion metálico central unido a una o más moléculas o iones,
llamados ligandos, mediante enlace covalente coordinado.
(aq) (aq) [ ](aq)m L m lL
lA lL AL  

[ ]
[ ][ ]
m lL
l
f m L l
AL
K
A L

 

Kf alta
Coloreados
Enmascaramiento de iones.

(aq) (aq) (aq)m o
A Ox A 
 
(s) (aq) (aq)m n
n mA B nA mB 

(aq) (aq) (aq)n o
B Ox B 
 
4. Disolución de
precipitados 4.3. Reacciones de oxidación-reducción
Cambio en el número de oxidación.

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