Presentació dels equilibirs heterogènis. Tema de química per 2n de batxillerat

1. REACCIONS DE PRECIPITACIÓ

2. Importància dels equilibris de precipitació Equilibris de precipitació o solubilitat p.ex.: AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq)

5. CONCEPTES BÀSICS. Dissolució saturada: Aquella que conté la màxima quantitat de solut que pot dissoldre’s en una determinada quantitat de dissolvent a una certa temperatura. v dissoluc = v cristalitz  Equilibri

8. PRODUCTE DE SOLUBILITAT . 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 Relació entre la solubilitat i el producte de solubilitat: AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq) [ ] o  [ ] eq s s K PS = [Ag + ][Cl - ] = s 2 Si K PS     s   [Concentracions en l’equilibri] Producte de solubilitat K PS = (2s) 2 (3s) 3

9. Com saber si es formarà precipitat? Mesclem dues solucions que contenen dos ions que poden formar una sal insoluble. Q = K PS  Equilibri: solució saturada Q > K PS  Es desplaça cap a l’esquerra: precipita Q < K PS  No precipita: solució no saturada.

12. Si afegim més dissolvent la concentració disminuirà i segons Le Chatellier l’equilibri s’intentarà compensar dissolent precipitat. Pex. FeS  Fe 2+ + S -2 Com disminuirà la concentració dels ions ferro i sofre el sulfur de ferro precipitat es dissoldrà en part o tot. Efecte del dissolvent .

13. Efecte de l’ió comú. La solubilitat d’un compost iònic poc soluble disminueix en presència d’un segon solut que proporciona un ió comú. PbI 2 (s)  Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) KI (s)  K + (aq) + I - (aq) s (PbI 2 en aigua) = 1.2  10 -3 M s (PbI 2 en una dissolució 0.1 M de KI) = 7.1  10 -7 M Ió comú

14. Es produeix quan es mesclen dissolucions que contenen compostos iònics dissolts. S’ha de comprovar si els ions mesclats poden o no formar nous precipitats. Pex. Si barregem : dissolució 1 ZnS + dissolució 2 de Pb(NO 3 ) 2 Hem de comprovar si es formen algun d’aquests compostos: -Zn(NO 3 ) 2 no es formarà, tots els nitrats són molt solubles - PbS Efecte salí.

15. Efecte del pH. Mg(OH) 2 (s)  Mg 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Si el pH es fa més àcid  menor [OH-]   l’equilibri es desplaça cap a la dreta  major solubilitat . Aquest efecte ocorre en totes les sals l’anió de les quals presenta caràcter bàsic. CaF 2 (s)  Ca 2+ (aq) + 2 F - (aq) F - (aq) + H + (l)  HF (aq) La solubilitat de les sals que contenen anions bàsics augmenta a mesura que el pH disminueix.

16. Aplicació: Formació de càries Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) 2 (s)   Ca 2+ (aq) + 6 PO 4 3- (aq) + 2 OH - (aq) Si s’afegeix F - es forma fluoroapatita: Ca 10 (PO 4 ) 6 F 2 (s) que resisteix millor l’atac dels àcids. Altres fenòmens: * Pluja àcida: dissol CaCO 3 de monuments * CO 2 de la respiració: deteriorament d’estalactites i estalagmites Esmalt dental: hidroxiapatita

19. Els ions metàl  lics poden actuar com a àcids de Lewis. La unió d’un ió metàl  lic amb una (o més) bases de Lewis es coneix com a ió complex. Ag + (aq) + 2 NH 3 (aq)   Ag(NH 3 ) 2 + (aq) Ió complex Diaminplata p.ex.: L’addició d’NH 3 té un efecte espectacular sobre la solubilitat del AgCl, la qual s’incrementa molt. AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq) FORMACIÓ D’IONS COMPLEXOS

20. Precipitat AgCl (s) Dissolució saturada: Ag + (aq) i Cl - (aq ) Dissolució Ag(NH 3 ) 2 + (aq) i Cl - (aq)