Reacciones de Precipitación

Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido. La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida. Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.

Solubilidad (s)

Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto.

Depende de:

• La temperatura: Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del cristal para romper uniones entre iones.
• Energía reticular: Si la energía de solvatación es mayor que la reticular (U) se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.
• La entropía: Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a producirse.

Producto de Solubilidad (Ks o PS) en Electrolitos de Tipo AB

En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por:

AB(s) <-> A⁺(ac) + B^–(ac)

Conc. inic. (mol/l): c                0        0

Conc. eq. (mol/l): c                s        s

La concentración del sólido permanece constante.

Y la constante de equilibrio tiene la expresión:

K_s = S x S = S² => S = √K_s

Ejemplo:

AgCl(s) <-> Ag⁺(ac) + Cl^–(ac)

Ks = [Ag⁺] x [Cl^–] = s²

“s” es la solubilidad de la sal.

Producto de Solubilidad en Otro Tipo de Electrolito

Tipo A₂B:

A₂B (s) <-> 2A⁺(ac) + B^2-(ac)

Conc. inic. (mol/l): c                0        0

Conc. eq. (mol/l): c                2s        s

Y la constante de equilibrio tiene la expresión:

K_s = (2s)² x s = 4s³ => s = ³√K_s/4

La misma expresión será para electrolitos tipo AB₂.

Tipo A_aB_b:

A_aB_b (s) <-> aA^b+(ac) + bB^a-(ac)

Conc. inic. (mol/l): c                0        0

Conc. eq. (mol/l): c                as        bs

K_s = (as)^a x (bs)^b = a^ab^bs^a+b => s = ^a+b√K_s/a^ab^b

Factores que Afectan a la Solubilidad

Además de la temperatura, existen otros factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble. Estos son:

• Efecto ion común
• Formación de un ácido débil
• Formación de una base débil
• pH
• Formación de complejos estables
• Reacciones redox

Efecto Ion Común

Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará.

Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante. Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia.

Influencia del pH por Formación de un Ácido Débil

Equilibrio solubilidad: AB(s) <-> A^– (ac) + B⁺ (ac)

Equilibrio acidez: A^– (ac) + H₂O (l) <-> HA(ac) + OH^–(ac)

Si el anión A^– en que se disocia un electrolito poco soluble forma un ácido débil HA, al aumentar la acidez o [H₃O⁺] el equilibrio de disociación del anión A^– se desplazará hacia la derecha. En consecuencia, disminuirá [A^–], con lo que se solubilizará más electrolito AB. Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO₃, se formará más H₂CO₃, ácido débil, y al disminuir [CO₃^2-], se disolverá más ZnCO₃, pudiéndose llegar a disolver por completo.

ZnCO₃ (s) <-> CO₃^2-(ac) + Zn²⁺(ac)

CO₃^2-(ac) + 2H₂O (l) <-> H₂CO₃(ac) + 2OH^–(ac)

Cambio en la Solubilidad por Formación de una Base Débil

Suele producirse al añadir sales solubles que contienen el catión NH₄⁺.

NH₄Cl(s) -> Cl^– (ac) + NH₄⁺ (ac)

Los NH₄⁺ reaccionan con los OH^– formándose NH₄OH al desplazar el equilibrio de la base hacia la derecha.

Equilibrio base: NH₄⁺ (ac) + OH^– (ac) <-> NH₄OH (ac)

Es el método usual de disolver hidróxidos poco solubles tales como el Mg(OH)₂.

Equilibrio solubilidad: Mg(OH)₂ <-> Mg²⁺(ac) + 2 OH^–(ac).

En consecuencia, al añadir NH₄⁺ disminuirá [OH^–], con lo que se solubilizará más Mg(OH)₂.

Formación de un Complejo Estable

Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos.

Ejemplos: [Al(OH)₄]^–, [Zn(CN)₄]^2-, [AlF₆]^3- , [Ag(NH₃)₂]⁺.

De esta manera, se pueden disolver precipitados añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)₂, ya que se forma el anión [Zn(CN)₄]^2-, que es muy estable.

Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn²⁺, con lo que se disolverá más Zn(OH)₂.

Zn(OH)₂(s) <-> Zn²⁺ (ac) + 2OH^–(ac)

Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco, por formación del catión [Ag(NH₃)₂]⁺.

Oxidación o Reducción de Iones

Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá.

En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia la derecha, disolviéndose en mayor cantidad.

Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S^2- a S⁰.

3 CuS + 2 NO₃^– + 8 H⁺ <-> 3 S⁰ + 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O