Reacciones precipitación

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Reacciones precipitación

  1. 1. Tema 9 Reacciones de precipitación
  2. 2. Importancia de los equilibrios de precipitación Equilibrios de precipitación o solubilidad p.ej.: AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq)
  3. 3. CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. 2.- Producto de solubilidad. 3.- Factores que afectan a la solubilidad.
  4. 4. CONCEPTOS BÁSICOS. 1 Disolución saturada: Aquélla que contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada. v disoluc = v cristaliz   Equilibrio
  5. 5. Si disolvemos menos cantidad  disolución no saturada 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 cantidad fija de disolvente. [p.ej. NaCl en agua a 0ºC   s = 35.7 g por 100 mL agua] s gramos soluto / 100 mL disolvente gramos soluto / L disolución moles soluto / L disolución (Molar) Sólidos iónicos cristalinos <ul><li>Solubles (s  2  10 -2 M) </li></ul><ul><li>Ligeramente solubles (10 -5 M < s < 2  10 -2 M) </li></ul><ul><li>Insolubles (s  10 -5 M) </li></ul>
  6. 6. PbI 2 (s)   Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) <ul><li>Dinámico </li></ul><ul><li>Heterogéneo </li></ul><ul><li>Reacción directa: disolución </li></ul><ul><li>Reacción inversa: precipitación </li></ul>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. [ Equilibrios de solubilidad] [ Equilibrios de precipitación]
  7. 7. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. 2 AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq) K PS = [Ag + ][Cl - ] Bi 2 S 3 (s)   Bi 3+ (aq) + 3 S 2- (aq) K PS = [Bi 3+ ] 2 [S 2- ] 3 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 Si K PS     s   [Concentraciones en el equilibrio] Producto de solubilidad K PS = (2s) 2 (3s) 3
  8. 8. ¿Cómo saber si se formará precipitado? Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que pueden formar una sal insoluble. Q = K PS   Equilibrio : disolución saturada Q > K PS   Se desplaza hacia la izquierda : precipita Q < K PS   No precipita : disolución no saturada.
  9. 9. FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD. 3 3.1. Efecto de la temperatura. Afecta a K PS , dado que es una constante de equilibrio. ¿Cómo?  Ecuación de van´t Hoff [Tema 5] <ul><li>Si  Hº dis > 0 (endotérmica)  T   K PS   s   </li></ul><ul><li>Si  Hº dis < 0 (exotérmica)  T   K PS   s   </li></ul>AB (s)   A + (aq) + B - (aq)  Hº dis = ?
  10. 11. 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) 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 Ión común
  11. 12. 3.3. Efecto del pH. Mg(OH) 2 (s)   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.
  12. 13. Aplicación: Formación de caries 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 Esmalte dental: hidroxiapatita
  13. 14. 3.4. 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)
  14. 15. Precipitado AgCl (s) Disolución saturada: Ag + (aq) y Cl - (aq) Disolución Ag(NH 3 ) 2 + (aq) y Cl - (aq)

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