Clase de precipitación conceptos básicos

EQUILIBRIO DE
SOLUBILIDAD Y
PRECIPITACIÓN

vdisoluc = vcristaliz  Equilibrio
Solución saturada: Aquélla que contiene la máxima
cantidad de soluto que puede disolverse en una
determinada cantidad de solvente a una temperatura
dada.

Solubilidad de un soluto en un solvente dado: Cantidad
de soluto necesaria para formar una solución saturada
en una cantidad dada de solvente.

Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una
cantidad fija de solvente.
[p.ej. NaCl en agua a 0ºC  s = 35,7 g por 100 mL agua]
Sólidos
iónicos
cristalinos
• Solubles (s  210-2 M)
• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 210-2 M)
• Insolubles (s  10-5 M)

PbI2 (s)  Pb2+ (ac) + 2 I- (ac)
• Dinámico
• Heterogéneo
• Reacción directa: disolución
• Reacción inversa: precipitación
Reacciones de precipitación: Aquéllas que
dan como resultado la formación de un
producto insoluble.
Precipitado: Sólido insoluble que se forma
por una reacción en solución.

Equilibrio de solubilidad
Se define la solubilidad (S) como la máxima cantidad de soluto
disuelto permitida por litro de solución
Todas las sustancias en mayor o menor grado son solubles en agua.
Incluso las sustancias denominadas “ insolubles” experimentan el
equilibrio de solubilidad:
Normalmente, las sales son electrolitos fuertes, o sea que AB(dis.) no
existe:
AB(s) AB(disuelto) A+ B-
+
(S) (S) (S)
AB(s) A+ B-
+

Precipitación
A idéntica situación (equilibrio) se llega si el compuesto AB se forma al
mezclar disoluciones iónicas de compuestos solubles que contienen los
iones A+ y B- por separado: formación del precipitado
Ejemplo: Ba(SO)4
Ba(SO4)(s) Ba2+ + SO4
2-
reacción de solubilización
Ba2+ + SO4
2- Ba(SO4)(s)
reacción de precipitación

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
AgCl (s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac)
Producto de
solubilidad
Bi2S3 (s)  2 Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)
KPS = [Bi3+]2 [S2-]3
Relación entre la solubilidad en agua pura y el producto de solubilidad:
AgCl (s)  Ag+ (aq) + Cl- (aq)
[ ]o - -
[ ]eq s s
KPS = [Ag+][Cl-] = s2
PS
K
s =
KPS = (2s)2 (3s)3 5 PS
108
K
s =
+ -
+ -
= = =
AgCl
[Ag ][Cl ]
[Ag ][Cl ] PS
K K
x
Si se disuelven s moles por litro de sólido:

FACTORES QUE AFECTAN A LA
SOLUBILIDAD.
Efecto de la temperatura.
Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio y
es función de la temperatura. El parámetro importante
es la entalpía de disolución:
• Si DHºdis > 0 (endotérmica)  T ↑ KPS ↑ s ↑
• Si DHºdis < 0 (exotérmica)  T ↑ KPS ↓ s ↓
AB (s)  A+ (ac) + B- (ac) DHºdis = ?

FACTORES QUE AFECTAN A LA
SOLUBILIDAD.
Termodinámica del equilibrio de solubilidad
D  = D  - D  = - ln PS
G H T S RT K
MX(s) M (ac) X (ac)
>0, 0 <0, 0
M (g) + X (g)
ret hidr
U S H S
+ -
+ -
+
- D  D D 
Usualmente, 0 y 0
dis dis
H S
D  D 

Clase de precipitación conceptos básicos

Efecto del ión común.
La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuye
en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.
PbI2 (s)  Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s) → K+ (aq) + I- (aq)
Ión común
s (PbI2 en agua) = 1.210-3 M
s (PbI2 en una disolución
0.1 M de KI) = 7.110-7 M

Efecto del pH
Mg(OH)2 (s)  Mg2+ (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.
CaF2 (s)  Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)
F- (aq) + H2O (l)  HF (aq) + OH- (aq)
La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumenta
conforme el pH disminuye.
Esto se verá en detalle en el próximo tema.

Efecto de la formación de complejos
Los iones metálicos son ácidos de Lewis. Especialmente los
metales de transición.
La unión de un ion metálico con una (o más) bases de
Lewis se conoce como complejo.
El agregado de amoníaco a una solución en presencia de
AgCl(s) produce la disolución de la sal por formación del
complejo
+ +
+ 3 3 2
Ag (ac) 2NH (ac) Ag(NH ) (ac)

Efecto de la formación de complejos
+ -
+
AgCl(s) Ag (ac) Cl (ac)
+ 3
NH (ac)
+ -
+
3 2
Ag(NH ) (ac) Cl (ac)

¿Cómo saber si se formará precipitado?
Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que
pueden formar una sal insoluble.
QPS = producto de las concentraciones iniciales de los reactivos
QPS = KPS  Equilibrio : disolución saturada
QPS > KPS  Se desplaza hacia la izquierda : precipita
QPS < KPS  No precipita : disolución no saturada.
PRECIPITACIÓN
En estos casos NO sirve calcular la solubilidad

PRECIPITACIÓN
VAMOS A VER ALGUNOS EJEMPLOS
Mezclamos 100 mL de una solución de nitrato de plata de
concentración c con 100 mL de cloruro de sodio de
concentración d:
Después de mezclar, las concentraciones iniciales serán:
3
2
2
2
100 mL
de AgNO
200 mL
100 mL
de NaCl
200 mL
Planteamos Q con las concentraciones iniciales, suponiendo
que no precipita:
[Ag ] [Cl ]
y comparamos con
m
m
PS
PS in in
PS PS
c c
c
d d
d
c d
Q
s
Q K
+ -

= =

= =
= =

PRECIPITACIÓN
Supongamos c = 2 x 10-3 M y d = 2 x 10-4 M
10
AgCl(s) Ag Cl 1,5 10
PS
K
+ - -
+ = 
3 4
3 4 7
6
6 4
6 4 10
8 2
8
10 10
10 10 10
3 10
1 5 10 10
1 5 10 10 1 5 10
2 10 2 10
10 10
M M
precipita
M
, M M
, , sol. sat. no precipita
M M
M
m m
PS PS
m m
PS PS
m m
c d
Q K
c
c d
Q K
c d
c d
- -
- - -
-
- -
- - -
- -
-
= =
=  = 
= 
=  =
=   =  =
=  = 
= = 2
8 2 10
10 10 10
M
no precipita
PS PS
Q K
-
- - -
=  = 

PRECIPITACIÓN
3 19
3 3
LaF (s) La F 2 10
PS
K
+ - -
+ = 
3 3
3 3
3 3 3 3 12
5 5
6 6
6 6 3 22
2 10 2 10
10 10
10 10 10
10 10
5 10 5 10
5 10 5 10 6 25 10
La F
La,m F,
La,m F,
La F
La, F,
M c M
M c M
c ( ) precipita
M c M
M c M
( ) ,
m
PS m PS
m m
PS P
c
c
Q c K
c
c
Q K
- -
- -
- - -
- -
- -
- - -
=  = 
= =
= =  = 
= =
=  = 
=    =   no precipita
S
Otro ejemplo

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