1. Tema 6 Equilibris iònics heterogenis Reaccions de precipitació

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

3. 6.1 Equilibris heterogenis Als temes treballats TOTES les espècies que intervenen als equilibris eren: gasos dissolucions aquoses líquids purs (el valor de la seva concentració està inclos a la Kc) Però hi ha molts equilbris on apareixen també sòlids. Aquests NO surten a l’expressió de Kc, donat que la seva concentració té un valor constant. Pex. CaCO 3 (s)  CuO (s) + CO 2 (g) Kc= [CO 2 ]

4. 6.2 Reaccions de precipitació Són reaccions a les quals dos ions interaccionen per formar un sòlid que PRECIPITA. Pex. Veure foto pag. 150 Què passa quan es mesclen dues dissolucions que contenen? dissolució 1: K 2 CrO 4 dissolució 2: AgNO 3 2 Ag + (aq) + CrO 4 -2 (aq)  Ag 2 CrO 4 (s) 

5. velocitat dissoluc = velocitat precipitació  Equilibri Dissolución saturada: Aquélla que conté la màxima quantitat de solut que pot disoldre’s en una determinada quantitat de dissolvent a una certa temperatura. 6.3 Solubilitat i producte de solubilitat: s i Kps

6. Solubilitat : f(T) Quantitat de solut necessària per a formar una dissolució saturada en una quantitat determinada de dissolvent.  Màxima quantitat de solut que es pot dissoldre en una quantitat fixa de dissolvent a una T donada [p.ex. NaCl en aigua a 0ºC   = 35.7 g per 100 mL aigua] Si dissolem menys quantitat  dissolució no saturada

7. Aquest curs el solvent estudiat és l’aigua . - La majoria de compostos sòlids solubles en aigua són iònics a) una substància per ser soluble en aigua E solvatació > E reticular es a dir l’aigua és capaç de solvatar tots els ions b) una substància poc soluble (“insoluble”) E solvatació < E reticular es a dir només alguns ions són solvatats i es crea un equilibri entre el sòlid iònic i els ions dissolts. Aquest equilibri depen de la temperatura f(T)

8. La majoria de processos de dissolució de sòlids iònics impliquen:  S> 0 un aument de l’entropia o desordre  H>0 són reaccions endotèrmiques  G=  H-T  S reaccions que són espontànies a T elevades. A més T més solubilitat que passa pex. Amb el Cola-Cao

9. Valors de la solubilitat (sòlids iònics) Solubles (s  2  10 -2 M) Lleugerament solubles (10 -5 M < s < 2  10 -2 M) Insolubles (s  10 -5 M) La solubilitat s’expressa com : grams solut / 100 mL dissolvent grams solut / L dissolució mols solut / L dissolució (Molar)

10. Per exemple: PbI 2 (s)   Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) Els equilibris de precipitació son: Dinàmic Heterogenis (espècies sòlidas i aquosas Reacció directa: dissolució Reacció inversa: precipitació Reaccions de precipitació: Aquélles que donen com a resultat la formació d’un producte insoluble. Precipitat: Sòlid insoluble que es forma per una reacció en dissolució.

11. PRODUCTE DE SOLUBILITAT. Kps Exemples: 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 K PS = (2s) 2 (3s) 3 Per aquests equilibris heterogenis es pot establir una Kc anomenada Kps o constant del producte de solubilitat a la qual: -s’expressaran les concentracions a l’ equilibri -NO apareixen els sòlids purs (la seva concentració és constant)

12. Relació entre la solubilitat i el producte de solubilitat: AgCl (s)   Ag + (aq) + Cl - (aq) K PS = [Ag + ][Cl - ] = s 2 [ ] o  [ ] eq s s Si K PS     s  

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

14. 6. 5 FACTORS QUE AFECTEN A LA SOLUBILITAT. 6.5.1. Efecte de la temperatura . Afecta a K PS , ja que és una constant d’equilibri. Si  Hº dis > 0 (endotèrmica)  T   K PS   s   Si  Hº dis < 0 (exotèrmica)  T   K PS   s   AB (s)   A + (aq) + B - (aq)  Hº dis = ?

16. 6.5.2. Efecte de l’ió comú. La solubilitat d’un compost iònic poc soluble disminueix en presència d’un segon solut que proporcioni un ió comú. Es tracta d’aplicar Le Chatelier als equilibris heterogenis. PbI 2 (s)   Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq) KI (s)   K + (aq) + I - (aq) s (PbI 2 en aigua pura) = 1.2  10 -3 M s (PbI 2 en una dissolució 0,1 M de KI) = 7.1  10 -7 M Ió comú

17. 6.5.3 Efecte salí. 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

18. 6.6 Precipitació fraccionada o selectiva És un dels mètodes utilitzats per eliminar ions de les dissolucions. Pex. Eliminació del crom de les aigües residuals. El Cr és un metall molt tòxic que s’ha d’eliminar a les depuradores abans que entri a la fase biològica. Ex. Volem separar [S -2 ]=1.10 -2 i [CO 3 -2 ]=1.10 -2 Podem afegir el catió Fe 2+ donat que els Kps són molt diferents Kps FeS= 1.10 -19 Kps Fe CO 3 =2.1 . 10 -11

19. Podem calcular la quantitat de [Fe +2 ]=que serà necessarìa perque comenci a precipitar cada un dels anions que volem separar a) Kps FeS= 1.10 -19 [Fe +2 ]= 1.10 -19 / 1.10 -2 =1.10 -17 M Quan la concentració de ferro arriba a 1.10 –17 començarà la precipitació del sulfur de ferro (II) b) Kps Fe CO 3 =2.1 . 10 –11 [Fe +2 ]= 2.1 . 10 –11 / 1.10 -2 =2.1 . 10 –9 M Quan la concentració de ferro arriba a 2.1 . 10 –9 M començarà la precipitació del carbonat de ferro (II) 1.10 -17 M 2.1 . 10 –9 M [Fe +2 ] No precipitacap precipita el FeS Precipiten tots dos

20. 6.7.1 Augmentat el dissolvent 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. 6.7 Redissolució de precipitats

21. 6.7.2 Formant un altre compost 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 presente caràcter bàsic. CaF 2 (s)   Ca 2+ (aq) + 2 F - (aq) F - (aq) + H 2 O (l)   HF (aq) + OH - (aq) La solubilitat de les sals que contenen anions bàsics augmenta a mesura que el pH disminueix. a) Efecte del pH

22. 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: deterioració d’estalactites i estalagmites Esmalt dental: hidroxiapatita

23. Tembé es pot aconseguir dissoldre un precipitat si algun dels seus ions reacciona formant un altre compost insoluble b) Efecte salí

24. 6.7.2 Formació d’ions complexos. 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)

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