Solubilidad e insolubilidad Reacciones de precipitación iónica Desplazamiento de los equilibrios de precipitación Disolución de precipitados Título. Debe poner “Reacciones de precipitación”

U9 |Conceptos básicos. Solubilidad e insolubilidad Una solución saturada es aquella que está en equilibrio con un exceso de soluto sin disolver. Se denomina solubilidad (s) de una sustancia en un disolvente determinado a la concentración de la solución saturada. La solubilidad de una sustancia sólida o líquida en un disolvente determinado es una propiedad característica del sistema y depende de la temperatura. La solubilidad de una sustancia depende de dos factores: la tendencia del sistema a un mínimo de energía y la tendencia a un máximo desorden. Existen sales que se disuelven en agua en cantidades considerables; su solubilidad es elevada, decimos que son sales solubles. Hay otras sales que se disuelven muy poco en agua. Su solubilidad es extremamente pequeña; estas sales se dice que son insolubles. En general, si un sólido tiene una solubilidad superior a 0,1 mol dm–3 se considera soluble, si la solubilidad se encuentra entre 10–1 mol dm–3 y 10–3 mol dm–3 se dice generalmente que es ligeramente soluble. Si la solubilidad es inferior a 10–3 mol dm–3 se trata de una sustancia poco soluble y si es inferior a 10–4 mol dm–3 decimos que es insoluble (los compuestos denominados insolubles no lo son nunca de forma completa).

U9 |Solubilidad e insolubilidad Tabla. Debe decir “Tabla 1. Sales e hidróxidos solubles o insolubles en agua”, “Compuestos”, “Excepciones”, “Sales de metales alcalinos y de amonio”, “Acetatos, nitratos, cloratos y percloratos”, “Sulfatos”, “Haluros (cloruros, bromuros e yoduros)”, “Sulfuros e hidróxidos”, “Carbonatos, fosfatos y sulfitos”, “La mayoría, insolubles”, “Algunas sales de litio”, “Muy pocas”, “Los de plomo (II), calcio, estroncio y bario”, “Los de plata, plomo (II) y mercurio (I)”, “Los hidróxidos y sulfuros de los metales alcalinos y de amonio. Los de calcio, estroncio y bario son ligeramente solubles”, “Las sales de metales alcalinos y de amonio”

U9|Equilibrios con sales poco solubles: equilibrios con sales de precipitación iónica Las sustancias denominadas insolubles no lo son por completo. Para saber la cantidad de sólido disuelto, debemos desarrollar un modelo cuantitativo de estas soluciones. Ejemplo: El sulfato de bario es un electrolito fuerte; se supone que todo el BaSO4 que se disuelve se encuentra completamente disociado. La solución saturada que se obtiene es muy diluida. Como se trata de un equilibrio heterogéneo, es decir, entre fases distintas, la concentración de la fase sólida es constante, por lo que la expresión de la constante del equilibrio toma la forma: Esta constante se denomina constante del producto de solubilidad de la sal o, simplemente, producto de solubilidad, y se representa por Ks o Kps. El producto de solubilidad es aplicable a las soluciones saturadas de electrolitos fuertes muy poco solubles. Se debe sustituir los subíndices “(aq)” por “(ac)”

U9 |Productos de solubilidad Tabla. Debe decir “Tabla 2. Productos de solubilidad, Ks, a 25ºC”

U9 |Reacciones de precipitación iónica En el lenguaje químico, la aparición de una fase sólida dentro de un líquido recibe el nombre de precipitación. Se denomina precipitado al producto sólido que se ha obtenido. Las reacciones de precipitación tienen una gran importancia en química analítica. Sus principales aplicaciones son la separación de sustancias y la identificación de especies químicas. A menudo solo es necesario precipitar algunos de los iones que contiene una solución; el método se conoce como precipitación fraccionada, y se basa en la diferencia de solubilidad entre las dos sustancias que se deben separar. Se debe sustituir los subíndices “(aq)” por “(ac)” Al añadir una solución de sulfuro de sodio a una solución que contiene sulfato de cobre (II) de color azul, se forma un precipitado negro de sulfuro de cobre (II). Cuando añadimos una solución acuosa de nitrato de plomo (II) a una solución de ioduro de potasio se forma un precipitado de color amarillo brillante de ioduro de plomo (II). Al mezclar dos soluciones, una de cloruro de sodio y otra de nitrato de plata, se obtiene un precipitado de color blanco de cloruro de plata.

U9 |Desplazamiento de los equilibrios de precipitación Efecto de la presión La mayoría de los equilibrios de precipitación se establecen entre un sólido y sus iones en solución, por tanto, siempre que en la reacción no intervengan gases, estos equilibrios no son desplazados por la presión. Efecto de la temperatura El proceso de disolución de una sal es casi siempre endotérmico: al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. Como se trata de sustancias insolubles, el aumento de la solubilidad con la temperatura es, en general, insignificante y la sal continúa siendo insoluble. Sin embargo, existen algunos casos en que la solubilidad de las sales aumenta considerablemente con la temperatura. Este es el caso del cloruro de plomo (II) (Ks = 1,6 × 10–5 a 25 °C), que es mucho más soluble en caliente que en frío. Esto permite separar en caliente el PbCl2 de otros cloruros insolubles (AgCl y Hg2Cl2).

U8 |Desplazamiento de los equilibrios de precipitación Efecto del ión común Cuando queremos disolver una sal insoluble en una solución que ya contiene uno de los iones de la sal, la solubilidad de esta disminuye. Este efecto se denomina efecto del ión común. Así, por ejemplo, si a una solución saturada de bromuro de plata se le añade una cierta cantidad de NaBr, precipita AgBr. En efecto, al añadir NaBr se produce un aumento de la concentración de iones Br– y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio: se desplaza hacia la izquierda y precipita más AgBr. La solubilidad del AgBr disminuye. Con este desplazamiento, la concentración de iones Ag+ en la nueva solución saturada es mucho menor que la inicial y la nueva concentración de iones Br–, mayor. Reacción. Debe decir “color amarillo pálido”. Se deben sustituir los subíndices “(aq)” por “(ac)” Al añadir unas gotas de una solución de NaBr a una solución saturada de AgBr, se observa un precipitado de color amarillo pálido de bromuro de plata.

U8 |Disolución de precipitados A veces, es necesario disolver un precipitado. Si aplicamos el principio de Le Chatelier, para disolver un precipitado debemos desplazar el equilibrio hacia la derecha. Al tratarse de un sistema homogéneo, el hecho de añadir más cantidad de sólido tampoco altera el equilibrio. Por tanto, solo podemos desplazar el equilibrio hacia la derecha –y así disolver el precipitado– si conseguimos disminuir la concentración de uno de los iones en equilibrio con la sal insoluble. Reacciones ácido-base Podemos disolver los hidróxidos insolubles añadiendo un ácido. Todos los hidróxidos son solubles en uno u otro ácido fuerte. También los carbonatos se pueden disolver en un ácido fuerte. Todos los carbonatos se disuelven en uno u otro ácido fuerte y se obtiene CO2(g). Precipitado de hidróxido de hierro (III). El precipitado se disuelve al añadir ácido clorhídrico.

U9 |Disolución de precipitados Reacciones redox Podemos disolver los sulfuros añadiendo ácido nítrico que oxida el ión sulfuro a ión sulfato. A medida que se va añadiendo ácido, la concentración de iones sulfuro disminuye y el equilibrio se desplaza hacia la derecha y se favorece la solubilidad del sulfuro de plomo (II). Se deben sustituir los subíndices “(aq)” por “(ac)” Se debe remarcar que si el ácido añadido no es oxidante, por ejemplo ácido clorhídrico, también se produce la solubilidad de los sulfuros por formación del ácido sulfhídrico, H2S, que es un ácido débil.

U9 |Disolución de precipitación Formación de complejos Muchos iones, generalmente cationes de elementos de transición, reaccionan con otros iones o moléculas formando especies químicas muy estables, en general muy poco ionizadas, denominadas complejos. Con la formación de complejos se pueden disolver precipitados y también impedir la precipitación de sales poco solubles. Precipitado de cloruro de plata. El precipitado se disuelve al añadir amoniaco ya que se forma el complejo [Ag(NH3)2]+(ac).