Solubilidad de las sales y los hidróxidos

Els equilibris de solubilitat de les sals i els hidròxids poc solubles
1.2. La constant del producte de solubilitat
AgBr(s) ! Ag1+(aq) + Br1−(aq)
Es tracta d'un equilibri heterogeni entre l'electròlit no dissolt i la dissolució saturada. La constant d'aquest
equilibri s'anomena constant del producte de solubilitat, i la denotarem Kps:
Kps = [Ag1+] [Br1−] A 25 ºC, Kps = 7'7 x 10−13
Aquesta expressió és aplicable únicament a dissolucions saturades de sals i hidròxids poc solubles diluïdes i
en les quals no es produeixen agrupacions d' ions.
1.3. Càlcul de les solubilitats a partir del producte de solubilitat
A partir del producte de solubilitat podem calcular la solubilitat d'una sal o un hidròxid i viceversa. Per
exemple, el producte de solubilitat del iodur de plom (II), PbI2, a 25 ºC, és Kps = 1'39 x 10−8. En una
dissolució saturada d'aquesta sal tenim l'equilibri següent:
PbI2(s) ! 2 I1−(aq) + Pb2+(aq)
L'expressió de la constant del producte de solubilitat és Kps = [Pb2+] [I1−]2.
Com que el PbI2 està dissociat totalment, cada mol de PbI2 que es dissol aporta a la dissolució dos mols d'
ions iodur i un mol d' ions plom (II). Si la solubilitat del PbI2 a una temperatura determinada és s, tindrem:
[Pb2+] = s [I1−] = 2s
Podem escriure l'expressió de la constant del producte de solubilitat de la forma següent:
Kps = (s) (2s)2 = 4s3; s = 3"(Kps / 4)
Substituint, podem calcular la solubilitat del iodur de plom (II):
s = 3"(1'39 x 10−8 / 4) = 1'5 x 10−3 mol / dm3
La solubilitat del PbI2 és d'1'5 x 10−3 mol / dm3.
La solubilitat i la precipitació de les sals
2.1. Les reaccions de precipitació
Una de les aplicacions més importants del producte de solubilitat és la previsió i la interpretació de la
formació de precipitats. Considerem una sal poc soluble, MnXm, l'equilibri de solubilitat de la qual és:
MnXm (s) ! n Mm+(aq) + m Xn−(aq)
El producte de les concentracions, en una dissolució, dels ions que formen una sal, elevades cadascuna als
corresponents coeficients amb què apareixen a l'equació ajustada que expressa l'equilibri de solubilitat, rep el
1
nom de producte iònic, que denotarem Qc.
Qc = [Nm+]n [Xn−]m
Si Qc > Kps la sal precipitarà.
Si Qc = Kps la dissolució està saturada.
Si Qc < Kps , en presència de sòlid, es dissoldrà més sal.
2.2. L'efecte de l' ió comú
Si a una dissolució d'un electròlit poc dissociat en equilibri amb els seus ions, se n'hi addiciona algun,
l'equilibri es desplaça en el sentit en què té lloc una disminució de la concentració d' ions. És el que anomenen
efecte de l' ió comú.
L'efecte de l' ió comú és molt important en els equilibris de solubilitat. Com a conseqüència de l'efecte de l' ió
comú, una sal, en presència d'un dels seus ions, és menys soluble.
2.3. La precipitació selectiva
D'una mateixa dissolució en poden precipitar dues sals poc solubles amb el mateix agent precipitant. El
producte de solubilitat també ens permet de predir quina de les dues sals precipitarà abans en unes condicions
determinades. Ho farà la sal que necessiti una concentració menor d' ió precipitant.
La dissolució de precipitats
Hem vist que quan afegim un ió comú a una dissolució saturada d'una sal poc soluble, té lloc la precipitació de
la sal. També podem aconseguir l'efecte contrari; per això cal disminuir la concentració d'un dels ions que
estan en equilibri amb el sòlid; l'equilibri es desplaçarà en el sentit en què es dissol més sal. Tenim una sal poc
soluble, MnXm, l'equilibri de solubilitat de la qual és:
MnXm (aq) ! n Mm+(aq) + m Xn−(aq)
Si la concentració d'un dels ions, per exemple el Mm+, disminueix, l'equilibri es desplaça cap a la dreta, és a
dir, es dissol més sal. Com veurem a continuació, hi ha diversos mètodes per reduir la concentració d'un ió.
3.1. La formació d'un compost poc dissociat
Aquest mètode és aplicable, per exemple, a sals derivades d'àcids febles, com els sulfits, els carbonats, els
sulfurs, els fluorurs... En el cas del fluorur de calci, CaF2, tenim que:
CaF2 (s) ! Ca2+(aq) + 2 F1−(aq)
Si afegim àcid clorhídric diluït a aquest sistema en equilibri, podem aconseguir de dissoldre el fluorur de
calci. L' ió fluorur, que és una base de Br"nsted, reacciona amb els ions oxoni:
F1− (aq) + H3O1+ (aq) ! HF (aq) + H2O (l)
La concentració d' ions fluorur en l'equilibri de solubilitat disminueix, el producte de solubilitat no se supera i,
per tant, el fluorur de calci es dissol.
2
Un efecte similar produeix l'addició d'un àcid als hidròxids poc solubles. Per exemple, l'hidròxid de magnesi:
Mg(OH)2 (s) ! Mg2+(aq) + 2 OH1−(aq)
Aquest hidròxid és més soluble en solucions àcides, ja que la presència d'un àcid redueix la concentració d'
ions hidròxid:
OH1− (aq) + H3O (aq) ! 2 H2O (l)
L'equilibri de solubilitat del Mg(OH)2 es desplaça cap a l'esquerra (la dreta). En el cas del Mg(OH)2, l'addició
de clorur d'amoni és suficient per augmentar considerablement la seva solubilitat i aconseguir la dissolució de
l'hidròxid o evitar−ne la precipitació.
NH41+ (aq) + OH1− (aq) ! NH3 (aq) + H2O (l)
Podem dir que, en aquests casos, el pH influeix en la solubilitat d'una sal o d'un hidròxid. Hi ha casos d'un
altres tipus.
3.2. La dissolució dels hidròxids amfòters
Alguns hidròxids hidratats presenten un comportament amfòter, és a dir, es poden comportar com un àcid o
com una base. Aquests hidròxids amfòters es poden dissoldre tant en un àcid com en una base.
Perquè un hidròxid sigui amfòter és necessari que el catió estigui hidratat; les molècules d'aigua estan unides
al catió mitjançant enllaços covalents coordinats; aquesta és una condició necessària però no suficient.
3.3. La dissolució d'un precipitat mitjançant una oxidació o una reducció
El sulfur de coure (II), CuS, que és insoluble, es pot solubilitzar amb àcid nítric, que oxida l' ió sulfur a sofre.
CuS(s) ! Cu2+(aq) + S2−(aq)
L'àcid nítric fa disminuir de forma molt considerable la concentració de l' ió sulfur i fa possible que es
dissolgui el CuS. Una disminució de la concentració d' ions sulfur, a causa de l'acció d'un àcid, no és suficient
perquè el producte iònic sigui inferior a la constant del producte de solubilitat.
3.4. La formació d'un compost de coordinació
Un compost de coordinació està constituït per molècules o ions, anomenats lligands, units a un àtom o a un
ió central. El nombre de lligands units a l'àtom o a l' ió central és el nombre de coordinació.
Si a una dissolució d'una sal poc soluble en equilibri amb el sòlid hi afegim una espècie química capaç de
formar un compost de coordinació amb el catió, la sal es dissol.
4
3. Els equilibris de solubilitat de les sals i els hidròxids poc solubles −
3