Precipitación

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Precipitación

  1. 1. Unidad 8: Reacciones de precipitación
  2. 2. 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
  3. 3. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  4. 4. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  5. 5. 1. Solubilidad de sustancias químicas 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    UD 8: Reacciones de precipitación
  6. 6. 1. Solubilidad de sustancias químicas 1.1. Fuerzas intermoleculares y disolución Fuerzas intermoleculares Disolvente Soluto Disolución Semejante disuelve a semejante UD 8: Reacciones de precipitación
  7. 7. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  8. 8. 1. Solubilidad de sustancias químicas 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  9. 9. 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, . UD 8: Reacciones de precipitación
  10. 10. 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   UD 8: Reacciones de precipitación
  11. 11. 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   UD 8: Reacciones de precipitación
  12. 12. 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. UD 8: Reacciones de precipitación
  13. 13. 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. UD 8: Reacciones de precipitación
  14. 14. 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. UD 8: Reacciones de precipitación
  15. 15. 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. UD 8: Reacciones de precipitación
  16. 16. 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   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   UD 8: Reacciones de precipitación
  17. 17. 2. Equilibrio de solubilidad 2.3. Relación entre solubilidad y Ks 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     UD 8: Reacciones de precipitación
  18. 18. 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   Conocido el producto de solubilidad Relacionamos la solubilidad con la concentración iónica. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  19. 19. 2. Equilibrio de solubilidad 2.3. Relación entre solubilidad y Ks 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 concentración iónica. 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            UD 8: Reacciones de precipitación
  20. 20. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  21. 21. 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  UD 8: Reacciones de precipitación
  22. 22. 3. Precipitación 3.1. Formación de precipitados 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     Calculamos la concentración final del 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       UD 8: Reacciones de precipitación
  23. 23. 3. Precipitación 3.1. Formación de precipitados 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. Calculamos la concentración final del 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     Calculamos la concentración final del 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       UD 8: Reacciones de precipitación
  24. 24. 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    UD 8: Reacciones de precipitación
  25. 25. 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        UD 8: Reacciones de precipitación
  26. 26. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  27. 27. 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           Calculamos la concentración final del 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  28. 28. 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. Calcular la concentración del ion común para que precipite el segundo ion. Calcular la concentración del ion que precipita antes cuando precipita el otro ion. Comprobar si hay precipitación completa. UD 8: Reacciones de precipitación
  29. 29. 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               UD 8: Reacciones de precipitación
  30. 30. 4. Disolución de precipitados Tuberías Caries Problemas por la aparición de precipitados Atoros Eflorescencias Jabones UD 8: Reacciones de precipitación
  31. 31. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  32. 32. 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 UD 8: Reacciones de precipitación
  33. 33. 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. UD 8: Reacciones de precipitación
  34. 34. (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. UD 8: Reacciones de precipitación

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