Equilibris iònics heterogenis, Diapositivas de Química

¡Descarga Equilibris iònics heterogenis y más Diapositivas en PDF de Química solo en Docsity! QUÍMICA 2n BATXILLERAT REACCIONS DE PRECIPITACIÓ (EQUILIBRIS IÒNICS HETEROGENIS) L’aigua del mar conté moltes sals dissoltes, però és incapaç de dissoldre el marbre.... Per què? REACCIONS DE PRECIPITACIÓ (solució groguenca) ( solució incolora) (precipitat vermell) K2CrO4(aq) + 2 AgNO3(aq) Ag2CrO4(s)↓ + 2 KNO3(aq) Quan s'assoleix l'equilibri, la velocitat amb la qual el cromat de plata es dissol és igual a la velocitat amb la qual precipita. Es tracta d'un equilibri iònic heterogeni. Quan es forma un precipitat, es crea un equilibri entre la fase sòlida (precipitat) i la fase en dissolució (ions). Ag2CrO4(s) ⇋ 2 Ag+ (aq) + CrO4 2- (aq) 1. SATURACIÓ I SOLUBILITAT La SOLUBILITAT d’un solut en un dissolvent és la màxima quantitat de solut que pot arribar a dissoldre’s en una certa quantitat de dissolvent a una temperatura determinada. Es sol indicar en (g/100g d’H2O) o (mol/L), en (g/L) Quan es considera que un compost iònic és soluble? La solubilitat (s) depèn de la naturalesa química del solut i el dissolvent (polaritat) i, generalment de la temperatura. • Els compostos anomenats insolubles no ho són mai d’una manera completa Exemples de compostos solubles i insolubles en aigua: Quan es produeix la dissolució del cristall iònic, s’estableix una atracció entre els ions i les molècules del dissolvent, de manera que els cations queden envoltats de dipols orientats amb la càrrega negativa cap el catió, i els anions, igual, però a l’inrevés. • Entalpia de solvatació o hidratació (∆Hhidratació): és l’energia alliberada en la formació d’un mol d’ions solvatats a partir dels seus ions en estat gasós. ∆HHidratació és sempre negativa (procés exotèrmic) • Entalpia de dissolució (∆Hdissolució) : energia intercanviada en la formació d’ions solvatats a partir d’un mol de cristall iònic. ∆Hdissolució pot ser positiva o negativa, ja que depèn dels valors de l’entalpia reticular i de l’entalpia d’hidratació ∆Hdissolució = -∆Hreticular + ∆Hhidratació  Per altra banda el procés de dissolució d’un compost iònic, generalment implica un augment d’entropia (∆S) ja que implica el pas d’un sistema ordenat (cristall iònic) a un altre amb desordre iònic. Una entalpia de dissolució negativa, procés exotèrmic, és un factor a favor de la dissolució que se suma al de la tendència al desordre i dóna lloc a un sòlid soluble. Una entalpia de dissolució lleugerament positiva, procés poc endotèrmic, (com en el cas del NaCl) pot ser compensada per la tendència al desordre i també donar lloc a un sòlid soluble. Una entalpia de dissolució molt positiva, procés molt endotèrmic, difícilment podrà ser compensada per la tendència al desordre i, probablement, donarà lloc a un sòlid insoluble. 3. EQUILIBRIS AMB SALS POC SOLUBLES. PRODUCTE DE SOLUBILITAT Quan un compost poc soluble es dissol en aigua: AgBr(s) ⇋ Ag+ (aq) + Br- (aq) K[AgBr(s)] = [Ag+ (aq)][Br- (aq)] Kps = [Ag+][Br-] Constant de solubilitat o producte de solubilitat PbCl2(s) ⇋ Pb2+ (aq) + 2 Cl- (aq) Kps = [Pb2+][Cl-]2 El valor de Kps, com el de totes les constants d’equilibri, varia amb la temperatura. La concentració del sòlid és constant i s’incorpora el seu valor a la K El producte de solubilitat (Ks o Kps) és aplicable a les solucions saturades d’electròlits forts molt poc solubles. 3.1. RELACIÓ ENTRE SOLUBILITAT I PRODUCTE DE SOLUBILITAT El valor del producte de solubilitat ens permet conèixer la màxima concentració del compost que podem tenir en dissolució, és a dir, la seva solubilitat molar ( en mol·L-1). HgS(s) ⇋ Hg2+ (aq) + S2- (aq) Concentració en equilibri s s PbCl2(s) ⇋ Pb2+ (aq) + 2 Cl- (aq) Concentració en equilibri s 2s La relació entre l’expressió de la Kps i la solubilitat (s) varia segons la fórmula del compost iònic. 2.3 Com determinar K,, a partir de la solubilitat El fluorur d'estronci (SrF,) és una sal molt poc soluble. Per determi- nar-ne experimentalment la solubilitat es va agafar un vas de precipitats de 500 mL amb aigua destil -lada i s'hi va afegir SrF, suficient per acon- seguir la saturació. Es va deixar reposar la mescla durant un temps perque la sal dipositada i la dissolta arribessin a l'equilibri. Es va filtrar la solució saturada i es van agafar 200 cm? de la solució esmentada. Es va vaporitzar l'aigua i es va recollir i pesar el residu, que va resultar que tenia una massa de 14,6 mg [1.8.8]. a) Calcula la solubilitat del fluorur d'estronci expressada en massa per litre de solució (g - L”*) i expressada en mols per litre de solució (mol - L”*). La solubilitat expressada en massa per litre de solució és: 14,6 mg SrF, 19 1000 cm” 200 car solució 1000 mg 1L l expressada en concentració molar: $ 14,6mg 1gSrF; 1000c” 1molSrF, st?" 200 car solució 1000 mg TL 125,6 g-SrF7 =5,81 - 10% mol +» L” =0,073 9 -L* Ss, e b) Calcula el producte de solubilitat K,. del fluorur d'estronci. L'equilibri de solubilitat del SrF, está donat per: SrF, (s) = Sr” (aq) + 2 F (aq) Kps = [Sr] - [FJ La solubilitat molar del SrF, és S = [SrF»)..w.:ay,. Si suposem que tot el SrF, dissolt es troba en forma d'ions Sr?* i F”, les concentracions molars d'aquests ions serien: [Sr*] =S i [F]=2 + S. Així que: Ko, = [Sr] - [FP =(5) - (2-5) =45 =4-. (5,81 - 10%) =7,8 - 10” O) Dissolució —z 3 3 o O Vaporització Determinació experimental de la solubilitat. Activitat 56 pag 178 4. REACCIONS DE PRECIPITACIÓ Ex: Reacció de Precipitació del iodur de plom (II): (vídeo , simulació) Altres reaccions de precipitació Són aquelles en que en mesclar-se solucions de sals solubles, donen lloc a la formació d’un producte sòlid insoluble anomenat precipitat. Ions espectadors o contraions Com predir una reacció de precipitació: Quocient de solubilitat o producte iònic Qs 3.4 Com separar ¡ons per precipitació fraccionada Una solució conté ions Ca? i Ba”, amb concentracions respectives de 0,05 mol - dm*i 0,001 mol - dm”. Per separar els dos ions per precipi- tació fraccionada, s'hi afegeix gradualment solució concentrada de sulfat de sodi. a) Determina la concentració mínima d'ió SO” necessária perqué comenci la precipitació del primer ió ¡indica quin ió será. Els ions Ca” i Ba”* formen amb U'ió SO” sals insolubles, CaSO, ¡ BaSO,, res- pectivament, els equilibris de solubilitat de les quals són: CaSO, (s) = Ca” (aq) + SO% (aq) K,, (CaSO,) = [Ca”*] - [SO¿”] = 3,7 - 10? BaS0, (s) = Ba” (aq) + SO; (aq) K,, (BaSO,) = [Ba”] - [SO] =1,1 - 107” La concentració mínima d'anió SOS necessária per comencar la precipita- ció de cada sal será: K,. (CaSO,) 3,7 - 10” ?- AH . pS . 3 [50,7] = [Ca**] 0,05 7,4 - 10% mol - dm El BaSO, precipitará primer. 1 com que la diferencia entre els dos valors és % de Uordre de mil, a penes quedará Ba”* dissolt just abans que comenci a K;. (BaSO gu 10” ipi [s07] = “2 e 4) e" 1,1 - 107 mol - dm? precipitar la segona sal, el CaSO,, b) Calcula la concentració de l'ió Ba?" quan comenci a precipitar l'ió Ca”. El CaSO, comencará a precipitar quan [SO7] = 7,4 - 10% mol - dm”. En aquest moment, la concentració d'ió Ba” dissolt será molt petita: [SO] 7,4. 10* ma 2+ : e El percentatge d'ió Ba” que queda dissolt és: Quan comenci a precipitar el CaSO,, el 99,985% de L'ió Ba? ja haurá preci- Ba”]., 1,5 + 107 pitat com a BaSO, [fig. 8.121. 0% Bat? = 102 diia. 199 -100 = 0,015% : Beas 0,001 Exemple 9. Afeglm, a poc a poc, nitrat de plata a una solució que és 0,020 moldm” en lons Cl- | 0,020 mol dm” en lons Br. Calcula, després de fer els cálculs necessarls: a) La concentració d'lons Ag* necessarls per precipitar el AgCI. b) La concentració d'lons Ag+ necessarls per precipitar el AgBr. c) La sal que precipitará primer. d) La concentració de 1'ló que precipita primer quan comenca a precipitar el segon ló. Dades: K (AgCI) = 1,7 - 101%; K (AgBr) = 5,3 - 10% a) La concentració de cations Ag' necessaris per precipitar AgCI és: K,(Agcl) _ 1,710 " =8,5-10? 3 [a] 7 0,020 =8,5-10 * moldm las]= b) La concentració de cations Ag' necessaris per precipitar AgBr és: [ag] = 3522 - 2— -2,65-10* moldm? c) Comparant els resultats dels apartats a) | b) es dedueix que el AgBr precipitará primer, ja que necessita menys quantitat de catió Ag' per precipitar. d) El AgCI comenca a precipitar quan [Ag*] és igual a 8,5 - 10? moldm”?. En aquests moments, la concentració d'lons Br que pot haver-hi en la solució és: — K(A8Br) _ 5,3-10% ¿74095 3 [Br o] “eso? 79? 10 * moldm El percentatge de Br que queda en la solució, [Br], ..,, ÉS: B 10% er = Please 100 = 92-20” .100=0,31 % aissott AN 0,020 Per tant, si a la solució només queda el 0,31% de Br, vol dir que un (100 - 0,31)% del Br, és a dir, el 99,69% ja ha precipitat en forma de AgBr quan comenca a precipitar el AgCI. Exercicis 11 ¡12 Utilitzant aquest procediment, podem separar quantitativament els lons Cl dels lons Br d'una solució a on es trobin pág 182 tots dos. Aquest procediment s'anomena precipitació fraccionada. • Efecte de la temperatura El procés de dissolució d’una sal és gairebé sempre endotèrmic: en augmentar la temperatura augmenta la solubilitat. Aquest efecte només es molt evident en substàncies que ja són per si soles bastant solubles. En el cas de substàncies insolubles, l’augment de la solubilitat amb la temperatura és, en general, poc apreciable i la sal continua essent insoluble. Tanmateix, hi ha alguns casos en què la solubilitat de les sals augmenta considerablement amb la temperatura. 5. Factors que afecten a l’equilibri de solubilitat/precipitació • Efecte de la pressió La major part dels equilibris de precipitació s’estableixen entre un sòlid i els seus ions en solució, per tant, sempre que en la reacció no intervinguin gasos, aquests equilibris no són desplaçats per la pressió. Per exemple: el PbCl2 (Ks = 1,6 × 10–5 a 25 °C), és molt més soluble en calent que en fred. Això permet separar en calent el PbCl2 d’altres clorurs insolubles (AgCl i Hg2Cl2). Alguns ions metàl·lics (generalment metalls de transició) provinents de la dissolució de compostos poc solubles són capaços d'unir-se, mitjançant enllaços covalents coordinats, a diferents ions o molècules, com el NH3 o el CN- (anomenats lligands) per formar ions complexos solubles. Com a conseqüència d'aquesta unió, la concentració del catió metàl·lic a la dissolució disminuirà, fent que el corresponent equilibri de solubilitat es desplaci cap a la formació de més ions metàl·lics, incrementant la solubilitat del compost del que formava part. • Formació de complexos: En afegir una dissolució de NH3 a una altra saturada de Cu(OH)2 provoca que els ions Cu2+ s'uneixin a molècules de NH3 formant el complex soluble: [Cu(NH3)4]2+ que fa disminuir la concentració de Cu2+. D'acord amb el principi de Le Chatelier, aquesta situació provocarà un desplaçament de l'equilibri de solubilitat cap a la dreta, augmentant, així, la solubilitat de l'hidròxid. Si hi afegim amoníac, reacciona amb l'ió Ag+ que es troba en dissolució, i es forma un ió complex soluble. La disminució de [Ag+] desplaça l’equilibri cap a la dreta i es dissol precipitat En afegir cianur de potassi a la sal insoluble CdS es forma el complex [Cd(CN)4]2-. La disminució de [Cd2+] desplaça l’equilibri cap a la dreta i es dissol precipitat La formació de complexos permet separar ions d'una dissolució de manera selectiva. Per exemple, podem separar l'ió Ag+ del Pb2+, ja que aquest últim no forma cap complex amb l'amoníac. Altres exemples: Complex amb EDTA Un altre lligand habitual és l’EDTA (àcid etilendiaminotetracètic):