Este documento trata sobre las reacciones de precipitación y los equilibrios de solubilidad. Explica conceptos como disolución saturada, solubilidad y producto de solubilidad. También analiza factores que afectan la solubilidad como la temperatura, iones comunes, pH y formación de iones complejos.

1. Tema 9 Reacciones de precipitación

2. Importancia de los equilibrios de precipitación Equilibrios de precipitación o solubilidad p.ej.: AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq)

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

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

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. ¿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.

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

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.

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

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)

15. Precipitado AgCl (s) Disolución saturada: Ag + (aq) y Cl - (aq) Disolución Ag(NH 3 ) 2 + (aq) y Cl - (aq)