Equilibris de solubilitat - química 2n btx

EQUILIBRIS DE SOLUBILITAT

DISSOLUCIÓ DE SÒLIDS IÒNICS EN AIGUA

Cristall iònic → catió + anió

Quan entra en contacte amb aigua → ions se separen i queden envoltats per molècules d’aigua → solvatació  (en el cas de l’H2O també es pot dir hidratació).

Molèc H2O → enllaçades per pont d’hidrogen → quan es vol dissoldre un cristall iònic , cal trencar aquest enllaç → si no es pot  → cristall insoluble.

PROCÉS DE DISSOLUCIÓ D’UN SÒLID IÒNIC EN AIGUA

Quan es forma un compost iònic es desprèn una gran quantitat d'energia reticular.

Energia reticular → energia alliberada quan es forma un mol de compost iònic a partir dels seus ions en estat gasós.

Procés de formació d'un compost iònic → alliberament de l'energia reticular

• + energia alliberada ⇔ + estable serà la xarxa cristal·lina.

Quan la xarxa cristal·lina entra en contacte amb l’aigua  → ions se separen i s’envolten de molèc. d’aigua → 2 etapes:

• Primera etapa: Els ions se separen i es converteixen en ions gasos → energia necessària ⇔ entalpia reticular canviada de signe.
• Segona etapa: Solvatació dels ions gasosos per molècules d’aigua → energia que es desprèn → entalpia d’hidratació ⇔ suma entalpies d’hidratació de cada ió

L’entalpia d’hidratació d’un ió depèn de la càrrega i radi:

• + càrrega de l’ió → - radi → + entalpia d’hidratació → + molèc. H2O al seu voltant.

PREDICCIÓ DE SOLUBILITAT D’UN COMPOST IÒNIC

La predicció es pot fer en funció de l’entalpia de dissolució

• Una entalpia de dissolució - afavoreix el procés → augment d’entropia → sòlid soluble.[pic 1]
• Una entalpia de dissolució lleugerament + pot ser compensada amb l’ augment d’entropia → sòlid soluble

[pic 2]

• Una entalpia de dissolució molt + difícilment pot ser compensada amb l’ augment d’entropia → sòlid insoluble.

REACCIONS DE PRECIPITACIÓ

Reaccions de precipitació → aquelles que en barrejar 2 dissolucions es forma com a mínim un producte insoluble →  precipitat

• Es simbolitza amb una fletxa cap avall →  ↓

SOLUBILITAT I PRODUCTE DE SOLUBILITAT

Solubilitat

Quantitat màxima de solut que es pot dissoldre en una quantitat determinada dissolvent, a una Tª concreta →  solució saturada

• En g/L o mol/L i es representa amb S

Augmenta amb la Tª però varia d'un solut a un altre → + Tª ⇔ + solut puc dissoldre → corba de solubilitat (representació gràfica).

Producte de solubilitat

Si es dissol una sal poc soluble en H2O → solució es satura  → equilibri heterogeni.

• Com és un equilibri es pot definir una constant d'equilibri
• Com el reactiu és un sòlid la [ ] es manté constant

 [pic 3]

 Ks = Constant de solubilitat   Kps= Constant del producte de solubilitat

• Depèn de la Tª i solubilitat de la substància → - solubilitat → - concentració d’ions en el medi → més petita és la constant

Relació entre la solubilitat i el producte de solubilitat

Càlcul de la solubilitat a partir de la Ks

1. Plantejar la taula → en equilibris de solubilitat només 2 factors
2. Substituir en l’equació

Càlcul de la Ks a partir de la solubilitat[pic 4]

1. Fer la taula
2. Substituir en l’equació
3. Trobar la Ks

Predicció si una substància en dissolució precipita

A partir de la relació entre la solubilitat i el producte de solubilitat podem predir si una substància determinada  en dissolució precipita o no.[pic 5]

Fórmula →

3 situacions diferents:

• Qs< Ks : No hi ha equilibri → encara no està saturada → no es forma precipitat (si hi ha sòlid es dissol).
• Qs= Ks:   Eequilibri
• Qs > Ks: Es forma immediatament precipitat fins assolir l'equilibri

EFECTE DE L’IÓ COMÚ

En equilibris heterogenis també s'aplica la llei de Châtelier → si tenim una sal poc soluble en equilibri amb els seus ions i hi afegim una dissolució d'una altra sal que tingui un ió comú amb la primera, es forma més precipitat ja que l'equilibri es desplaça.

...