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)

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

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.

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

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)