Equilibrios ionicos heterogeneos

1. Equilibris heterogenis
Equilibri homogeni


Totes les substàncies estan en la mateixa fase
 Tots són gasos
 o tots estan en dissolució

EQUILIBRI HETEROGENI


Les substàncies NO estan en la mateixa fase


equilibris entre sòlids i gasos



entre sòlids i dissolucions



entre líquids i gasos

1. Equilibris heterogenis
Exemple:
CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)
2 estats: sòlid i gas



3 fases: 1 gas i 2 sòlids conèixer-nos

igual CO2
igual K

CaCO3

CaCO3
CaO

CaO


Com que les
concentracions de
sòlids són constants:


K C = CO2



K P = PCO2

Les constants només
depenen del CO2

2. Reaccions de precipitació


Són aquelles en què en mesclar dissolucions de sals solubles
es forma un producte sòlid insolubleanomenat precipitat
Indica
precipitat

Exemples:

http://www.youtube.com/
watch?v=DITY2rXYU-I

1. Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) ⇄ PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)

Ions: Pb2+ + NO3- + K+ + I- ⇄ PbI2 ↓ + K+ + NO3-

1

2. K2CrO4 (aq) + 2 AgNO3 (aq) ⇄ Ag2CrO4 ↓ + 2 KNO3 (aq)
3. AgNO3 (aq) + NaCl (aq) ⇄ AgCl ↓ + NaNO3 (aq)
2
http://www.youtube.com/
watch?v=XcLD7K-WKDk

3

2. Reaccions deprecipitació


Quan es forma un precipitat, es crea un equilibri entre la fase
sòlida i la fase en dissolució



En l’equilibri la velocitat de dissolució és igual a la velocitat de
precipitació: equilibri heterogeni
Exemple:
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) ⇄ AgCl ↓ + NaNO3 (aq)
Ag+
AgCl (s) ⇄

Ag+

(aq)

+

Cl-

(aq)

Cl-(aq)

(aq)

El precipitat forma un equilibri iònicheterogeni amb els seus ions en dissolució

AgCl (s)

2. Reaccions de precipitació
Exemple:

Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) ⇄ PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)

Ions: Pb2+ + NO3- + K+ + I- ⇄ PbI2 ↓ + K+ + NO3-

3. Solubilitat i Ks
SOLUBILITAT


És la concentració que té un solut en un dissolvent quan la
dissolució està saturada, a una temperatura determinada

Exemple
La solubilitat del NaCl
a25ºC és de 36g en
100mL d’aigua


Una dissolució
saturada ja no
admet més solut

3. Solubilitat i Ks
SOLUBILITAT
Si el dissolvent • Substància SOLUBLE  Energia d’hidratació > Energia reticular
és l’aigua
• Substància INSOLUBLE  Energia d’hidratació < Energia reticular
Energia reticular:
atraccions entre ions del sòlid

Energia d’hidratació:
atraccions entre ions i molèculespolars del dissolvent

3. Solubilitat i Ks
Compostos Solubles i Insolubles


Els termes soluble/insoluble no tenen un significat precís



Encara que un sòlid es consideri molt soluble, sempre hi ha un
límit de solubilitat



De la mateixa manera, els compostos anomenats insolubles
no ho són mai d’una manera completa
Exemple d’insolubles:

• Una solució saturada de clorur deplata (AgCl) en aigua conté, a la

temperatura ambient, 1,4 mg d’aquesta sal per cada litre de solució

• Una de iodur de plata (AgI) conté només 0,0006 mg per cada litre
de solució

• El iodur de plata és més insoluble que el clorur de plata

3. Solubilitat i Ks
Producte de solubilitat (KS o KPS)


Quan hi ha un equilibri heterogeni entre la sal no dissolta i els ions
de la dissoluciósaturada:

NaCl (s) ⇄ Na+ (aq) + Cl- (aq)


La constant d’equilibri és:
Na+ Cl−
KC =
NaCl



Si tenim en compte que la concentració
del sòlid és constant, podem escriure
una nova constant:
K C · NaCl = Na+ Cl−

K S = Na+ Cl−

3. Solubilitat i Ks
Producte de solubilitat (Ks o Kps)


En general, per a una sal poc soluble de la forma AmBn, l’equilibri és:

AmBn (s) ⇄ mAn+ (aq) + n Bm- (aq)


El producte de solubilitat d’un compost és el producte de les
concentracions dels seus ions en la dissolució saturada, elevades
als seus coeficients estequiomètrics:

K S = An+

𝑚

Bm−

𝑛

Ks depèn de la temperatura

Exemples:
BaSO4 (s) ⇄ Ba2+ (aq) + SO2−
4 (aq)

K S = Ba2+ SO2−
4

PbCl2 (s) ⇄ Pb2+(aq) + 2 Cl−(aq)

K S = Pb2+ Cl−

Ag 3 PO4 (s)...