EQUILIBRIS IÒNICS HETEROGENIS - textos online

UNITAT:
EQUILIBRIS IÒNICS
HETEROGENIS

1. Equilibris iònics heterogenis
Dins dels equilibris heterogenis, n’existeixen uns de particulars anomenats
equilibris iònics heterogenis o equilibris de precipitació.
Un equilibri iònic heterogeni és un equilibri sòlid-líquid que s’estableix quan un
sòlid iònic es dissol en aigua. Alguns exemples de sòlids iònics són el clorur de
sodi (NaCl), el cromat d’argent (Ag2CrO4), el clorur d’argent (AgCl), etc.
Els sòlids iònics també reben el nom de sals. En les sals, els anions i els
cations es troben units fortament en l’estructura sòlida mitjançant forces
electrostàtiques. 1 En contacte amb aigua, però, les sals es dissocien en els
seus respectius ions (s’ionitzen) com mostren les equacions següents. Això és
possible gràcies al gran poder de l’aigua com a dissolvent, que no es motiu
d’estudi en aquests moments (Figura 1).
Ag
2
NaCl Na
AgCl Ag
CrO
4
2 Ag
( aq)
Cl
( aq)
Cl
( aq)
( aq)
2
( aq)
CrO
4
( aq)
Figura 1. L’estructura altament ordenada del cristall iònic es trenca en presència d’aigua. Es
diu que la sal s’ha dissolt.
Si s’afegeixen quantitats creixents d’una sal a un recipient amb aigua i s’agita,
mantenint la temperatura constant, arriba un moment en què el sòlid afegit
queda sense dissoldre’s per molt que s’agiti. En aquest punt s’ha establert un
equilibri heterogeni entre el sòlid no dissolt i els seus ions en dissolució, que es
pot representar així:
H2O
1 Les càrregues de diferent signe s’atrauen fortament, com és el cas d’un anió i un catió.

NaCl (s) Na (aq) Cl (aq)
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq)
Ag CrO (s) 2 Ag (aq) CrO (aq)
2
2 4 4
La reacció directa és de dissolució i la inversa de precipitació. El sòlid que
queda al fons del recipient rep el nom de precipitat.
La quantitat de sal que cal afegir a una certa quantitat d’aigua, que es troba a
una determinada temperatura, per arribar a establir un equilibri iònic heterogeni
depèn de la naturalesa de la sal. Concretament de la seva solubilitat en aigua.
Per exemple, la Figura 2 mostra que pel clorur de sodi, NaCl, addicionar 20 g
de sòlid a 100 g d’aigua no és suficient per assolir l’equilibri heterogeni a
temperatura ambient, tot el sòlid es dissol. En canvi, si afegim 45 grams més de
NaCl al mateix recipient, s’estableix un equilibri entre els ions en dissolució i 9 g
de sòlid que resten sense dissoldre’s.
Figura 2. No s’estableix un equilibri de precipitació fins que s’ha addicionat suficient sòlid iònic.
Aquesta quantitat depèn de la solubilitat en aigua de la substància a la temperatura de treball.
En el cas del NaCl es poden dissoldre 36 g de sal en 100 mL d’aigua a la temperatura de
l’experiment.
+
20 g NaCl 100 mL aigua a 25C
+
45 g NaCl 9 g de NaCl no dissolts.
100 mL aigua a 25C
Com el propi nom indica, els equilibris iònics heterogenis són equilibris, per tant
es treballa amb ells segons les lleis de l’equilibri químic.

Exemple 1. Indica quines de les reaccions en equilibri següents són
homogènies i quines heterogènies. Dins les heterogènies especifica si es
tracta d’equilibris iònics heterogenis.
a) H 2 (g) O 2 (g) H2O (g)
b) CuCO 3 (s) CuO (s) CO 2 (g)
c)
2
BaF 2 (s) Ba (aq) 2 F (aq)
d) 3 2 3 3
CH COOH (aq) H O (l) CH COO (aq) H O (aq)
e) AgBr (s) Ag (aq) Br (aq)
Només la reacció a) és un equilibri homogeni, ja que tant els reactius com els
productes es troben en fase gas.
La resta són heterogenis perquè trobem espècies en diferent fase.
Resulta molt senzill identificar els equilibris iònics heterogenis, ja que el reactiu
ha de ser un únic sòlid iònic i els productes els seus ions respectius dissociats
en aigua. Així, els equilibris iònics heterogenis són les reaccions c) i e).
Activitats proposades:
1. Explica com té lloc la dissolució d’un sòlid iònic en aigua.
2. Una dissolució de Ca(OH)2 conté 1.8·10 -3 mols de compost per cada 100
mL de dissolució a 25 C. Si la màxima quantitat d’hidròxid que es pot
dissoldre a aquesta temperatura és de 0.087 g en 100 mL:
a) Tenim un equilibri iònic heterogeni? I amb 9·10 -4 mols? Per què?
b) Què s’observa en cada recipient?

c) Si no s’ha establert l’equilibri, quina quantitat mínima addicional d’hidròxid
cal addicionar a cada dissolució?

2. Propietats dels equilibris iònics heterogenis
Els equilibris iònics heterogenis compleixen les propietats típiques de les
reaccions reversibles en l’equilibri:
a) Les velocitats de la reacció directa i de la reacció inversa són iguals en el
punt d’equilibri.
b) Les concentracions de totes les espècies romanen constants en el temps.
c) És una situació dinàmica: la dissociació del sòlid en els seus ions i la
recombinació dels ions per formar de nou el sòlid tenen lloc contínuament, a la
mateixa velocitat.
d) S’arriba al mateix estat d’equilibri independentment de les concentracions
inicials de les espècies, sempre i quan la temperatura no variï.
e) La constant d’equilibri, anomenada producte de solubilitat (Kps), depèn de la
temperatura.
f) Es compleix la Llei de Le-Chatelier. Per exemple, pel que fa a les
concentracions dels ions a l’equilibri, aquestes han de respectar el valor del
producte de solubilitat. Si la concentració d’un dels ions augmenta, la de l’altre
ha de disminuir per seguir complint el valor de la constant.
Activitats proposades:
1. Tenim un equilibri iònic heterogeni determinat:
AmBn (s) m A n+ (aq) + n B m- (aq)
Segons el principi de Le-Chatelier, com afectarà a aquest equilibri el fet
d’addicionar-hi aigua mantenint constant la temperatura? Justifica la teva
resposta.
2. Segons els teus coneixements sobre l’equilibri químic, quina peculiaritat

tenen els equilibris iònics heterogenis a l’hora d’escriure l’expressió de la seva
constant d’equilibri? Escriu l’expressió de la constant d’equilibri de la reacció
genèrica AmBn (s) m A n+ (aq) + n B m- (aq).
3. A 25 C es dissolen com a màxim 38 g de nitrat de potassi en 100 mL
d’aigua, mentre que a 40 C se’n poden dissoldre un màxim de 60 g en el
mateix volum. Quines propietats dels equilibris iònics heterogenis es
reflecteixen en aquestes dades? Justifica-ho.

3. Grau de saturació d’una dissolució
En el procés de preparació d’una dissolució aquosa d’una sal es passa per tres
estadis o graus de saturació a mesura que es van addicionant quantitats majors
de sal a l’aigua:
a) Dissolució insaturada: admet encara més solut en dissolució que el que s’ha
addicionat. És a dir, s’hi pot continuar dissolent sal (Figura 3).
Figura 3. Si s’addiciona més sal al vas de precipitats i s’agita, se’n pot dissoldre més. La
dissolució està insaturada.
b) Dissolució saturada: no admet més solut en dissolució, per tant, una
dissolució saturada conté la màxima concentració de solut possible. Si
s’addiciona més sal aquesta ja no es dissol, sinó que queda en equilibri amb
els ions en dissolució.
Figura 4. La sal no dissolta està en equilibri amb els ions en dissolució. La dissolució està
saturada.

c) Dissolució sobresaturada: conté més solut que el que pot admetre. Aquest
concepte sembla contradictori amb el concepte de dissolució saturada, però no
ho és. Les dissolucions sobresaturades són molt inestables i qualsevol
pertorbació pot provocar la precipitació del sòlid sobrant, per donar lloc a una
dissolució saturada (Figura 5).
Figura 5. De dreta a esquerra es pot observar que en tocar una dissolució sobresaturada amb
una vareta s’indueix immediatament la precipitació. 2
Així doncs, aquesta classificació de les dissolucions en saturades, insaturades i
sobresaturades respon a la quantitat de solut que contenen.
Activitats proposades:
1. La concentració màxima en dissolució aquosa del clorur de magnesi a 25 C
és de 0.024 M. Quina quantitat de clorur de magnesi s’ha d’addicionar a l’aigua
per obtenir 250 mL de dissolució saturada? Quin tipus de dissolució s’obtindrà
si s’hi addicionen 0.37 g de clorur de magnesi?
2. Quina diferència hi ha entre una dissolució sobresaturada i una dissolució
saturada? Creus que es pot treballar quantitativament amb dissolucions
sobresaturades? Per què?
2 Imatges extretes de http://www.agpix.com/fundamentalphotographs.

3. Explica la diferència entre una dissolució concentrada i una dissolució
saturada.
Recursos on-line:
El següent vídeo mostra la precipitació sobtada de l’acetat de sodi d’una
solució sobresaturada, per efecte d’una petita pertorbació. És espectacular.
http://www.youtube.com/watch?v=HnSg2cl09PI

4. Solubilitat
La solubilitat dels sòlids iònics és el paràmetre que governa els equilibris iònics
heterogenis.
La solubilitat d’un solut és la quantitat màxima de solut que es pot dissoldre en
una quantitat concreta de dissolvent, a una temperatura determinada.
Repassant el concepte de dissolució saturada, és senzill deduir que:
La solubilitat coincideix amb el valor de la concentració del solut en una
dissolució saturada del mateix.
A la solubilitat se li assigna el símbol s. En principi es pot expressar en
qualsevol de les unitats utilitzades per definir concentracions, però generalment
s’utilitza:
g / L
mol/
L
grams solut
L dissolució
mols solut
L dissolució
Segons la seva solubilitat les substàncies es classifiquen com a:
a) Solubles: solubilitat 2·10 -2 M.
b) Poc solubles: 10 -5 M < solubilitat < 2·10 -2 M.
c) Insolubles: 3 solubilitat 10 -5 M
La solubilitat d’alguns compostos iònics comuns en aigua a 20 C es mostra a
la taula 1.
3 El terme insoluble en realitat no es fa servir en el seu significat literal, ja que implicaria que no
es solubilitza gens de sòlid. Cal tenir present que no existeix cap substància que, en contacte
amb un dissolvent, no cedeixi una certa quantitat de partícules a la dissolució.

Taula 1. Solubilitats a 20 C.
Taula de solubilitats a 20 °C (g de solut/100 g aigua)
Substància Solubilitat
Sal comú (clorur sòdic), NaCl 36
Clorur de potassi, KCl 34
Nitrat de plata, AgNO3
222
Nitrat de potassi, KNO3
32
Nitrat de sodi, NaNO3
88
Clorur de calci, CaCl2
73
Nitrat de calci, Ca(NO3)2
126
Carbonat de sodi, Na2CO3
19
Hidròxid de sodi, NaOH 108
Hidròxid de calci, Ca(OH)2
Sulfat de calci, CaSO4
Carbonat de calci, CaCO3
0.17
0.20
0.0013
No existeix cap regla per saber si un compost iònic és soluble o insoluble si es
desconeix el valor de la solubilitat. Ara bé, en el cas de les solucions aquoses
es pot tenir en compte les dades de la Taula 2 per fer petites prediccions.
Taula 2. Solubilitat en aigua dels principals compostos iònics
Compostos Solubilitat Excepcions
Compostos formats per metalls
alcalins
+
Compostos de l’ió amoni, NH4
Solubles
Solubles
-
Sals dels ions nitrat, NO3
Solubles
Sals dels ions acetat, CH3COO - Solubles
-
Sals dels ions clorat, ClO3 , i
-
perclorat, ClO4
Solubles
Sals dels ions halogenur: Cl - , Br - , I - Solubles Ag + , Pb 2+ 2+
i Hg2
2- 2+ 2+ 2
Sulfats (SO4 ) Solubles Ba , Hg i Pb : insolubles.
Ca 2+ i Ag + : lleugerament solubles.
Hidròxids (OH - ) Insolubles Metalls alcalins i Ba 2+ : solubles.
Ca 2+ : parcialment soluble.
Sulfurs (S 2- +
) Insolubles alcalins, alcalinoterris i ió NH4

2- 3- + 2+
Carbonats (CO3 ) i fosfats (PO4 ) Insolubles metalls alcalins, NH4 i de Mg
Exemple 1. Es prepara una dissolució aquosa de clorur de magnesi,
MgCl2, addicionant 0.5 grams de la sal a 100 mL d’aigua a 25 ºC. Si la
solubilitat del compost a aquesta temperatura és de 2.247 g/L d’aigua,
indica si la dissolució serà insaturada o saturada. Queda sòlid per
dissoldre? Quina quantitat?
La solubilitat del clorur de magnesi ens indica que en 1 L d’aigua s’hi poden
dissoldre un màxim de 2.247 g de sal.
Amb aquest factor de conversió és possible calcular la quantitat de sal que es
pot dissoldre en 100 mL d’aigua de la següent manera:
2.
247 g
100 mLaigua
·
1000 mLaigua
0.
2247 g
Hem addicionat 0.5 g de sal als 100 mL d’aigua, per tant només se’n
dissoldran els corresponents a la solubilitat (0.2247 g) i en quedaran 0.5 –
0.2247 = 0.2753 g sense dissoldre.
La solució preparada és, per tant, saturada i conté sòlid en equilibri amb els
ions en dissolució.
Activitats proposades:
1. Prediu la solubilitat dels següents compostos en aigua i classifica’ls com a
solubles o insolubles: NaCl, BaSO4, AgCl, Sr(OH)2, KBr, NaNO3, AgNO3,
Na2S, CaCO3, CH3COOK, (NH4)ClO4, PbBr2, Ag2CrO4, AgBr, Al(OH)3, FeS,
Ag2CO3.
Anomena’ls.

2. El clorur de calci té una solubilitat de 73 g / 100 g aigua. Expressa la
solubilitat g/L de dissolució i mols/L de dissolució. Considera que la densitat de
la dissolució saturada és de 1.02 g/mL.
3. Es vol mesurar experimentalment la solubilitat del clorur d’estronci a 25 ºC.
Per fer-ho, s’evaporen a sequedat 200 mL d’una dissolució saturada d’aquesta
sal, preparada a 25 ºC. Si el residu sòlid sec obtingut pesa 0.58 g, calcula la
solubilitat del clorur de d’estronci a aquesta temperatura en mol/L.

5. Aspectes energètics en el procés de dissolució
d’un sòlid iònic.
Un compost iònic té una estructura cristal·lina en forma de xarxa, molt
ordenada, formada per la interacció electrostàtica entre els cations i els anions
que formen el compost. Es tracta d’una estructura molt estable, de tal manera
que quan es forma s’allibera una gran quantitat d’energia anomenada energia
reticular.
Quan el compost iònic es posa en contacte amb aigua comença el procés de
dissolució, en el qual hi intervenen diferents aspectes energètics:
a) Cal una aportació energètica per tal de vèncer les atraccions electrostàtiques
entre ions en l’estructura cristal·lina. En altres paraules, cal trencar l’estructura
de xarxa aportant l’energia corresponent a l’energia reticular.
b) S’allibera una certa quantitat d’energia deguda a la interacció entre els ions i
les molècules d’aigua, anomenada energia d’hidratació.
Es poden donar dos casos:
E = Ereticular
E = Ehidratació
H2O
Si l’energia d’hidratació pot, com a mínim, compensar l’energia reticular
llavors el sòlid és soluble en aigua. Tots els ions són solvatats pel dissolvent.
Si, l’energia reticular és molt gran i no es veu compensada per l’energia
d’hidratació, el sòlid és poc soluble o insoluble en aquest medi. Només

alguns ions són solvatats pel dissolvent i es crea un equilibri iònic heterogeni
entre el sòlid i els ions dissolts. Aquest equilibri depèn de la temperatura.
En el cas de què el dissolvent no sigui aigua l’energia d’hidratació rep el nom
d’energia de solvatació.
Exemple 1. L’energia que es desprèn en la formació d’un cristall de KCl
és el doble que l’energia alliberada quan aquest cristall es posa en
contacte amb aigua per dissoldre’l. En aquestes condicions, serà
possible la seva dissolució o quedarà només parcialment dissolt?
Per tal de dissoldre el cristall de KCl cal que l’energia d’hidratació sigui
superior a l’energia reticular. En el cas que ens ocupa l’energia reticular és el
doble que la d’hidratació, per tant no aconseguirem dissoldre el cristall de KCl
completament.
Activitats proposades:
1. Explica en termes de l’energia reticular i l’energia d’hidratació, per què els
compostos iònics són generalment més solubles a temperatura alta que a
temperatura baixa.
2. Es dissolen tres sòlids iònics diferents: A, B i C, en la mateixa quantitat
d’aigua, a la mateixa temperatura. Si les energies reticulars corresponents
estan en la següent relació:
Ereticular (C) < Ereticular (A) < Ereticular (B)
Ordena els tres compostos per ordre creixent de solubilitat, suposant que
l’energia d’hidratació és idèntica en els tres casos. Justifica la teva resposta.

6. Efecte de la temperatura en la solubilitat dels
compostos iònics
Els equilibris iònics heterogenis són equilibris, per tant es veuen afectats per la
temperatura. Per deduir-ne l’efecte el més senzill és utilitzar el principi de Le-
Chatelier, que permet afirmar el següent pel que fa al factor temperatura:
a) Un augment de la temperatura desplaça l’equilibri en el sentit que
absorbeix calor, per tant cap al sentit endotèrmic de la reacció reversible.
b) Una disminució de la temperatura desplaça l’equilibri en el sentit que
allibera calor, per tant cap al sentit exotèrmic.
Si es considera l’equilibri iònic heterogeni general següent i es coneix el signe
de l’entalpia, es poden donar dos casos:
AB (s) A + (aq) + B - (aq) Hºdissolució
• Si Hºdissolució > 0, la dissolució és endotèrmica. Per tant es veu
afavorida si s’augmenta la temperatura. En altres paraules, el compost
és més soluble a temperatures altes.
• Si Hºdissolució < 0, la dissolució és exotèrmica i la solubilitat del sòlid és
menor a mesura que augmenta la temperatura.
Si es mesuren dades de solubilitat d’un compost en 100 mL d’aigua, a diferents
valors de temperatura i es tabulen els resultats, s’obté la corba de solubilitat del
compost. La Figura 6 en mostra alguns exemples.
Es pot veure que la solubilitat de la majoria de compostos sòlids augmenta amb
la temperatura. Així, la dissolució de la major part dels compostos iònics és
endotèrmica. Ara bé, no sempre és així com és el cas del sulfat de liti.

g solut/100 g aigua
60
50
40
30
20
10
0
Ce2(SO4)3
KClO4
KNO3
0 10 20 30 40 50 60
Temperatura (ºC)
Li2SO4
K2SO4
NH4Cl
NaCl
Figura 6. Corbes de solubilitat per diferents compostos iònics.
Llegint la gràfica de la Figura 6 s’obté directament la relació entre els grams de
solut que es dissolen en 100 g d’aigua. La relació entre grams de solut i grams
de dissolució es pot obtenir a partir de l’expressió:
g dissolució = g solut + 100 g dissolvent
Finalment, si bé hi ha exemples tant de dissolucions exotèrmiques com
endotèrmiques dels compostos iònics, aquestes sempre transcorren amb un
augment de l’entropia (S) del sistema. Això és així perquè en el procés de
dissolució, els ions surten de l’estructura ordenada del cristall iònic produint un
augment del desordre.

Exemple 1. Hem vist que la solubilitat del sulfat de liti disminueix amb la
temperatura. Si dissolem sulfat de liti en aigua, observarem un augment
o una disminució de la temperatura?
Li SO (s) 2 Li (aq) SO (aq)
2
2 4 4
Segons el principi de Le-Chatelier, que la solubilitat disminueixi al augmentar
la temperatura implica que el procés de dissolució del sulfat de liti en aigua és
exotèrmic. Les reaccions exotèrmiques alliberen calor, per tant observarem un
augment de la temperatura durant la dissolució.
Exemple 2. S’addicionen 3 grams de sulfat de potassi a 25 mL d’aigua a
40 ºC. Es dissol completament el sòlid?
Si es refreda a 10 ºC, quina serà la situació pel que fa a sòlid dissolt i
sòlid precipitat?
Utilitza les dades de la Figura 6.
K SO (s) 2 K (aq) SO (aq)
2
2 4 4
La Figura 1 ens diu que a 40 ºC es poden dissoldre aproximadament 15 grams
de sulfat de potassi en 100 g d’aigua. La densitat de l’aigua és de 1 g/mL, per
tant en 25 mL d’aigua es podran dissoldre:
15 g solut
25 mLaigua
·
100 mLaigua
3.
75 g solut.
Així, a 40 ºC obtenim la completa dissolució dels 3 grams de sulfat de potassi
en els 25 mL d’aigua.
La solubilitat del sulfat de potassi disminueix en refredar. Segons el gràfic, en
100 mL d’aigua es poden dissoldre només 10 g de sal a 10 ºC . Per tant, en 25
mL es dissoldran:
10 g solut
25 mLaigua
·
2.
5 g solut.
100 mLaigua

Aquest resultat indica que a 10 ºC només 2.5 g dels 3 g de sulfat de potassi
afegits es trobaran dissolts. El mig gram restant es troba en estat sòlid en
equilibri amb la dissolució.
Exemple 3. L’aigua de l’aixeta no és una substància pura, conté molt
ions en solució entre els quals es troben el Ca 2+ , el Mg 2+ , els bicarbonats
(HCO3 - ) i els (SO4 2- ). Aquests ions són els responsables de la duresa de
l’aigua, propietat que, com major és, més inadequada fa l’aigua per a l’ús
quotidià.
L’aigua dura no dissol bé el sabó. A més, fa malbé les instal·lacions pels
dipòsits de carbonat de calci (CaCO3) que produeix en les canonades i
els aparells per on circula. La reacció és la següent:
CaCO (s) CO (g) H O (l) Ca (aq) HCO (aq) H < 0
2
3 2 2 3
Amb aquesta informació sabries explicar perquè els dipòsits
de carbonat de calci en els aparells s’agreugen quan l’aigua
es troba a temperatures elevades?
És una qüestió de desplaçament d’un equilibri heterogeni, per tant cal aplicar
el principi de Le-Chatelier per veure l’efecte de la temperatura.
Segons aquest principi, en augmentar la temperatura el sistema es desplaça
en el sentit de la reacció endotèrmica per contrarestar l’efecte. Per tant,
l’equilibri es desplaça cap a reactius i precipita carbonat de calci que
s’acumula en els aparells domèstics.

Activitats proposades:
1. Els processos de dissolució dels sòlids iònics són processos
termodinàmicament espontanis. A més, les dissolucions poden ser
endotèrmiques o exotèrmiques, però que sempre transcorren amb un augment
d’entropia (S > 0) del sistema.
Explica l’espontaneïtat d’aquests dos tipus de processos a partir de l’expressió
de l’energia lliure de Gibbs.
G o = H o - TS o
2. Quan una aigua dura es fa bullir, què pot passar pel que respecta a sals
insolubles? Justifica la resposta. Quins mètodes s’apliquen per evitar les
incrustacions als aparells domèstics?
3. La gràfica següent mostra la variació amb la temperatura de la solubilitat del
SrCl2 en aigua, expressada en grams de solut per 100 grams d’aigua.
Solubilitat
140
120
100
80
60
40
20
0
0 20 40 60 80 100
a) Escriu l’equació de l’equilibri iònic heterogenis del clorur d’estronci.
T(ºC)
b) Quina massa de SrCl2 es pot dissoldre aproximadament en 2.5 kg
d’aigua a 30ºC

c) Es barregen 350 g de SrCl2 i 200 g d’aigua a 30ºC. Justifica si la
dissolució serà o no saturada i quina serà la massa de solut no dissolta
(si n’hi ha).
d) Justifica si el procés de dissolució d’aquesta sal és exotèrmic o
endotèrmic.
e) Com és la variació d’entropia del sistema? Justifica’n la seva
espontaneïtat.

7. Producte de solubilitat (Kps)
La majoria dels compostos iònics es troben ionitzats en solució aquosa, és a
dir, dissociats en els seus ions. Si la dissolució és saturada, s’estableix un
equilibri heterogeni entre la forma sòlida del solut i els seus ions en dissolució.
Per exemple, pel clorur de plata es pot escriure:
I en general:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq)
AmBn (s) m A n+ (aq) + n B m- (aq)
Aplicant la Llei d’acció de masses a l’equació general anterior es troba
l’expressió de la constant d’equilibri:
K
n
m m
A B
A B
Cal recordar que els sòlids i líquids purs s’inclouen en el valor de la constant en
els equilibris heterogenis. Així:
K
m
n n
m m
A B A B
m
n
El producte de dos constants és una altra constant, que en el cas dels equilibris
iònics heterogenis rep el nom de producte de solubilitat (Kps) 4 :
K
ps
n
n
n n
m m
A B
Així doncs, el producte de solubilitat de qualsevol compost iònic poc soluble
s’obté a partir de multiplicar les concentracions dels seus ions (en molaritat, M)
elevades als coeficients estequiomètrics respectius. Per exemple, pel clorur de
plata:
Ag
Kps Cl (a 25 ºC, Kps = 1.8·10 -10 )
4 El producte de solubilitat es pot representar també com a Ks.

Com les altres constants d’equilibri el producte de solubilitat es considera
adimensional tot i no ser-ho.
Exemple 1. Escriu l’equació de l’equilibri i les expressions dels
productes de solubilitat pels següents compostos iònics. Anomena’ls.
a) Cr(OH)3 d) SnS2
b) CaCO3 e) PbCrO4
c) BaSO4
a) Cr(OH)3: hidròxid de crom (III) o trihidròxid de crom
b) CaCO3: carbonat de calci
c) BaSO4: sulfat de bari
3
Cr(OH) 3 (s) Cr (aq) 3 OH (aq)
3
K
ps
3 3
Cr OH
CaCO (s) Ca (aq) CO (aq)
4
K
ps
2 2
3
2
2
Ca CO
BaSO (s) Ba (aq) SO (aq)
K
ps
3
2 2
4
2
2
Ba SO
d) SnS2: sulfur d’estany (IV) o disulfur d’estany
e) PbCrO4: cromat de plom (II)
2 2
SnS 2 (s) Sn (aq) 2 S (aq)
K
ps
4
2 2
2
Sn S
PbCrO (s) Pb (aq) CrO (aq)
2 2
4 4
K
ps
2
2
Pb CrO
4

Activitats proposades:
1. Els ossos i les dents de les persones estan formades per fosfat de calci, un
compost iònic molt insoluble. Escriu l’expressió del seu producte de solubilitat.
Quina explicació biològica té que aquestes estructures estiguin formades per
fosfat de calci i no per nitrat de calci per exemple? Què passaria en el segon
cas? Justifica la resposta.
2. Escriu l’equació de l’equilibri iònic heterogeni i les expressions del producte
de solubilitat per a les dissolucions saturades següents: PbBr2, Ag2CrO4, AgBr,
Al(OH)3, FeS, Ag2CO3, Ca(OH)2, Na2S.

8. Interpretació del valor del producte de
solubilitat.
Els compostos pels quals té sentit parlar d’equilibris iònics heterogenis són poc
solubles, per tant la reacció inversa (precipitació) està clarament afavorida
davant la directa (dissolució). Això fa que el valor dels productes de solubilitat
dels compostos sigui petit.
La Taula 3 recull el producte de solubilitat d’alguns compostos inorgànics a tall
d’exemple:
Taula 3. Productes de solubilitat a 25 ºC.
Substància Kps Substància Kps
Halurs Hidròxids
AgCl 1.8·10 -10
AgBr 5.0·10 -13
AgI 8.3·10 -17
PbCl2
PbBr2
PbI2
PbF2
CaF2
1.7·10 -5
2.1·10 -6
7.9·10 -9
3.6·10 -8
3.9·10 -11
Cu(OH)2
Al(OH)3
Ca(OH)2
Mg(OH)2
Fe(OH)2
Ni(OH)2
Cr(OH)3
Carbonats
1.6·10 -19
3.0·10 -34
6.5·10 -6
7.1·10 -12
7.9·10 -16
6.3·10 -18
1.0·10 -30
Sulfurs CaCO3 4.5·10 -9
Ag2S 8.0·10 -51
CdCO3
2.5·10 -14
PbS 3.0·10 -28 SrCO3 9.3·10 -10
SnS 1.0·10 -25 BaCO3 5.0·10 -9
SnS2
2.5·10 -27
CuS 8.0·10 -37
CdS 1.0·10 -27
ZnCO3
NiCO3
Ag2CO3
FeS 8.0·10 -19 Sulfats
1.0·10 -10
6.6·10 -9
8.1·10 -12

PbCrO4
Cromats PbSO4 6.3·10 -7
1.8·10 -14
BaSO4
1.1·10 -10
Ag2CrO4 1.2·10 -12 CaSO4 2.4·10 -5
El producte de solubilitat permet treballar quantitativament amb els equilibris
iònics heterogenis. El seu valor ens dóna una idea de la major o menor
solubilitat dels compostos. Així, un valor del producte de solubilitat elevat indica
forta presència iònica en dissolució.
Es pot afirmar que a major solubilitat d’un compost, major concentració iònica
en solució i, per tant, major producte de solubilitat.
Solubilitat més elevada [ions] Kps
Ull! Només es poden comparar directament en termes de Kps les solubilitats
dels compostos que es dissocien amb la mateixa estequiometria. Si no és així,
Comparar Kps dóna resultats erronis. En aquest darrer cas cal calcular el valor
de la solubilitat per poder afirmar quin dels dos compostos és més soluble.
Per exemple, de la Taula 3 es pot deduir directament que el sulfur de cadmi és
menys soluble que el sulfur de ferro (II), ja que K ps(CdS) K ps(FeS)
i ambdós
es dissocien donant un anió i un catió per molècula.
2 2
CdS (s) Cd (aq) S (aq)
2 2
FeS (s) Fe (aq) S (aq)
Ara bé, no es pot afirmar que l’hidròxid de crom (III) sigui més insoluble que el
sulfur de cadmi només amb el valor de Kps, ja que l’estequiometria de l’equilibri
iònic heterogeni és diferent.
2 2
CdS (s) Cd (aq) S (aq)
3
Cr(OH) 3 (s) Cr (aq)
3 OH (aq)

Exemple 1. Es vol preparar una dissolució 1 M d’ions plata, Ag + , a 25 ºC.
Quin dels dos compostos següents és més aconsellable utilitzar si es vol
consumir la mínima quantitat de sòlid? Obvia els aspectes econòmics i
justifica la resposta.
a) AgCl; b) AgI.
Els dos sòlids es dissocien donant un ió plata per cada molècula de compost:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq) Kps = 1.8·10 -10
AgI (s) Ag (aq) I (aq) Kps = 8.3·10 -17
A la mateixa temperatura, però, el iodur de plata té un valor del producte de
solubilitat més baix, per tant és menys soluble. Per tenir una concentració 1 M
d’ions plata a la dissolució cal més iodur de plata que clorur de plata.
Així doncs, en termes d’utilitzar la menor quantitat de sòlid, cal utilitzar el clorur
de plata.
Activitats proposades:
1. Ordena de menor a major concentració del catió en la dissolució saturada
els següents compostos a 25 C, tot raonant la teva resposta.
Mg(OH)2, Ca(OH)2, PbI2, PbCl2, CaF2, Ni(OH)2.
Ordena’ls ara per ordre decreixent de solubilitat a la mateixa temperatura.
Utilitza les dades de la següent:
Substància Kps
Mg(OH)2
Ca(OH)2
PbI2
PbCl2
CaF2
Ni(OH)2
7.1·10 -12
6.5·10 -6
7.9·10 -9
1.7·10 -5
3.9·10 -11
6.3·10 -18

2. Argumenta la validesa d’aquesta afirmació:
“El producte de solubilitat a una temperatura donada indica directament la
solubilitat relativa de diferents compostos. Així, a major Kps, major solubilitat”.
3. Pots afirmar que el carbonat de calci és més soluble que el carbonat de
cadmi a partir de les dades de la Taula? I que és més soluble que el carbonat
de plata? Raona-ho.
Substància Kps
CaCO3
CdCO3
Ag2CO3
4.5·10 -9
2.5·10 -14
8.1·10 -12
4. Una dissolució saturada de Ca(OH)2 conté 0.217 g per cada 250 mL de
dissolució. Determina el valor del producte de solubilitat i les concentracions
dels ions presents en l’equilibri.

9. Relació entre la solubilitat i el producte de
solubilitat.
El treball quantitatiu amb equilibris iònics heterogenis és equivalent al treball
realitzat amb altres equilibris.
El valor del producte de solubilitat (Kps) no només permet intuir qualitativament
si un compost és més o menys soluble, sinó que també permet calcular el valor
de la solubilitat (s) d’aquest compost.
A una temperatura donada, s’introdueix en un recipient amb aigua una certa
quantitat de iodur de plata, AgI, equivalent a una concentració c (mol/L). En
agitar, s’obté una dissolució saturada en què només una part del iodur de plata
es dissol. La part dissolta correspon a la solubilitat (s) del solut a la temperatura
de treball.
Aplicant la metodologia de treball amb equilibris, s’obté l’esquema següent:
AgI (s) AgI (aq)
Concentració inicial c -
Concentració que reacciona - s + s
Concentració en l’equilibri c - s s
La part dissolta de iodur de plata, AgI (aq), s’ionitza completament, per tant és
més correcte escriure l’equilibri de la següent manera:
L’esquema queda així:
AgI (s) Ag (aq) I (aq)

AgI (s) Ag + (aq) + I - (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + s
Concentració en l’equilibri c - s s s
Aplicant l’equació del producte de solubilitat pel iodur de plata i substituint les
dades de concentració a l’equilibri s’obté una l’expressió que relaciona Kps i s.
ps
2
Ag I s · s s
K
Aquesta expressió permet realitzar diferents càlculs:
A) Càlcul de la solubilitat a partit de Kps
Si es coneix el valor del producte de solubilitat pel iodur de plata a una
determinada temperatura, es pot calcular la solubilitat del compost a aquesta
temperatura:
K
s
ps
Kps (AgI) = 8.3·10 -17
8.
3 ·
Ag I
s
10
17
K
ps
s · s
9.
1·
Comparar solubilitats directament i no Kps condueix sempre a resultats
correctes quan es compara la major o menor solubilitat de dos compostos.
Comparar Kps només funciona amb compostos d’igual estequiometria
molecular.
s
10
2
9
M

B) Càlcul de Kps a partit de la solubilitat
Si es coneix la solubilitat del iodur de plata es pot calcular el valor del seu
producte de solubilitat a la temperatura de treball: s (AgI) = 9.1·10 -9 M.
s (AgI) = 9.1·10 -9 = [Ag + ]eq = [I - ]eq
K
ps
K
ps
( 9.
1·
Ag I
10
9
)
2
s · s
8.
3·
Aquesta metodologia és vàlida per qualsevol equilibri iònic heterogeni. Ara bé,
l’expressió de Kps en funció de la solubilitat varia segons la fórmula del compost
s
iònic. Per exemple, en el cas del clorur de plom (II), PbCl2, es té el següent:
10
2
17
M
PbCI2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 Cl - (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + 2s
Concentració en l’equilibri c - s s 2s
ps
2
Pb Cl
s
La Taula 4 resumeix els casos més habituals:
K
3
2
2 3
s · ( 2s)
4s
K
ps
4

Taula 4.
Fórmula
general
Exemple Relació
catió/anió
AB NiS 1 : 1 2
2
· S
A2B Ag2SO4 2 : 1 2 2
· SO
AB2 Mg(OH)2 1 : 2 2 2
Expressió de Kps [catió]eq [anió]eq Relació entre Kps i s
Ni s s Kps = s·s = s 2
Ag 2s s Kps = (2s) 2 ·s = 4s 3
Mg
· OH
AB3 Fe(OH)3 1 : 3 3 3
Fe
4
s 2s Kps = s·(2s) 2 = 4s 3
· OH
A3B Ag3PO4 3 : 1 3 3
· PO
A3B2 Ca3(PO4)2 3 : 2 2 2 3 3
s 3s Kps = s·(3s) 3 = 27s 4
Ag 3s s Kps = (3s) 3 ·s = 27s 4
Ca
4
· PO
3s 2s Kps = (3s)
4
3 ·(2s) 2 =
108s 5
A continuació es mostren diferents exemples d’exercicis amb aquest tipus de
reaccions.

Exemple 1. El producte de solubilitat del iodur de plom (II), a 25 ºC, és Kps
= 7.9·10 -9 . Calcula la seva solubilitat. Quina quantitat de iodur de plom (II)
es troba dissolta en 250 mL de dissolució aquosa saturada d’aquest
compost a 25 ºC?
Escrivim l’equació de l’equilibri heterogeni i deduïm l’expressió que relaciona Kps
amb la solubilitat per calcular aquesta última:
PbI2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 I - (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + 2s
Concentració en l’equilibri c - s s 2s
K
s
ps
3
K
4
2
Pb I
ps
3
2
7.
9·
10
4
2 3
s · ( 2s)
4s
9
1.
25·
10
La solubilitat del iodur de plom és 1.25·10 -3 M a 25 ºC, valor que correspon a la
concentració d’una dissolució saturada del compost.
La solubilitat trobada ens diu que en 1 L de dissolució s’hi poden dissoldre
1.25·10 -3 mols de PbI2, per tant en 250 mL de dissolució:
3
1.
25·
10 mols PbI2
250 mL dissolució·
3.
13·
10
1000 mL dissolució
3
M
4
mols PbI
Per obtenir la quantitat en grams a partir dels mols utilitzem la massa molecular
del compost: M (PbI2) = 207.2 + 2 · 126.9 = 461.0 g/mol.
461.
0 g PbI
4
2
3. 13·
10 mols PbI2
·
0.
144 g PbI2
1 mol PbI2
2

Exemple 2. Una dissolució saturada d’hidròxid de plom (II) conté 0.99 mg de
Pb(OH)2 dissolts en 1 dm 3 de dissolució.
Quin és el producte de solubilitat del Pb(OH)2?
La concentració d’una dissolució saturada és igual a la solubilitat, per tant, en
primer lloc calculem la solubilitat (en molaritat) del Pb(OH)2 a partir de les dades de
la seva dissolució saturada. Ens cal la massa molecular del compost.
0.
99 mgPb(
OH)
M (Pb(OH)2) = 207.2 + 2 · 16 + 2 · 1 = 241.2 g/mol.
2
1g
Pb(
OH)
2
·
1000 mgPb(
OH)
2
1mol
Pb(
OH)
2
·
241.
2 g Pb(
OH)
2
4.
10·
10
6
4.
10·
10 molsPb(
OH)
2
s ( Pb(
OH)
2)
4.
10·
10
1L
dissolució
El Pb(OH)2 es dissocia segons l’equació següent:
2
Pb(OH) 2 (s) Pb (aq) 2 OH (aq)
6
6
M
mols Pb(
OH)
Deduïm l’expressió que relaciona Kps amb la solubilitat i calculem el producte de
solubilitat:
Pb(OH)2 (s) Pb 2+ (aq) + 2 OH - (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + 2s
Concentració en l’equilibri c - s s 2s
K
ps
K
ps
2
Pb OH
2
4 · ( 4.
10·
10
6
2 3
s · ( 2s)
4s
)
3
2.
77·
10
16
2

Exemple 3. El fosfat de calci, Ca3(PO4)2, és un dels components de
l’esquelet humà. És precisament el fet de ser un compost molt poc soluble
(Kps = 1.6·10 -21 ) el que li permet formar part d’aquesta estructura.
Quina concentració d’ions calci i d’ions fosfat hi ha a l’equilibri?
El Ca3(PO4)2 es dissocia segons l’equació següent:
Ca (PO ) (s) 3 Ca (aq) 2 PO (aq)
2 3
3 4 2 4
Deduïm l’expressió que relaciona Kps amb la solubilitat i calculem la solubilitat:
Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca 2+ 3-
(aq) + 2 PO4 (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + 3s + 2s
Concentració en l’equilibri c - s 3s 2s
K
ps
s
2
3 3
Ca PO
5
K
ps
108
5
4
2
1.
6·
10
108
( 3s)
21
3
· ( 2s)
2
2.
7·
10
108s
La majoria de calculadores científiques permeten fer arrels de qualsevol ordre.
Un cop obtinguda la solubilitat calculem la concentració a l’equilibri del catió calci i
de l’anió fosfat:
5
M
2 5
5
Ca 3s
3 · 2.
7·
10 8.
1·
10 M
3
5
5
PO
2s
2 · 2.
7·
10 5.
4 · 10 M
4
5

Exemple 4. A un litre de dissolució que conté una concentració 2·10 -3 M
d’ions calci, Ca 2+ , s’afegeix una dissolució d’ions sulfat, SO4 2- , fins que
comença a produir-se la precipitació.
Si el producte de solubilitat del sulfat de calci, CaSO4, és 2.4·10 -5 , quina
concentració d’ions sulfat s’ha afegit?
En aquest problema no partim d’una dissolució saturada d’un compost insoluble,
sinó que la generem.
El producte de solubilitat del CaSO4 correspon a l’equilibri:
CaSO (s) Ca (aq) SO (aq)
2 2
4 4
No es pot aplicar la metodologia habitual, ja que la presència d’una concentració
prèvia d’ions calci, Ca 2+ , fa que les concentracions d’ions calci i la d’ions sulfat no
siguin iguals a l’equilibri.
Tenim fixada la concentració de calci i anem afegint ions sulfat fins provocar la
precipitació. Quan la precipitació comença, les concentracions a l’equilibri dels ions
han de complir el valor del producte de solubilitat. Així:
CaSO4 (s) Ca 2+ 2-
(aq) + SO4 (aq)
Concentració en l’equilibri 2·10 -3
K
ps
2
2
Ca SO
2.
4 · 10
x
3
2 · 10
5
4
2 ·
0.
012 M
10
3
· x
2.
4 ·
Cal afegir una quantitat d’ions sulfat que doni lloc a una concentració 0.012 M en la
dissolució, per induir la precipitació del sulfat de calci.
10
5
x

Activitats proposades:
1. Determina la solubilitat del sulfur d’estany (IV), SnS2, si el seu Kps val 2.5·10 -
27 .
2. Determina quina sal té major solubilitat en aigua a 25 ºC:
a) el sulfur de ferro (II) (Kps = 8.0·10 -19 ) o el clorur de d’argent (Kps = 1.8·10 -10 ).
b) el sulfat de bari (Kps = 1.1·10 -10 ) o el cromat d’argent (Kps = 1.2·10 -12 ).
c) Quin hauria estat el resultat comparant directament els valors de Kps?
Extreu-ne la resposta.
3. A 25 ºC, el producte de solubilitat del clorur d’argent és de 1’8·10 -10 i a 100
ºC, de 2’2·10 -8 . Sense fer cap càlcul, quin valor de solubilitat serà més gran?
Justifica la resposta.
Calcula ara la solubilitat del clorur d’argent en aigua a 25 ºC i en aigua en el
seu punt d’ebullició en g/L per comprovar la teva predicció.

10. Reaccions de precipitació.
Quan es barregen dues dissolucions iòniques diferents, es pot donar el cas que
dos dels ions que formen la dissolució resultant es puguin combinar per formar
un compost iònic insoluble. En aquestes condicions apareix un precipitat.
La reacció de formació de precipitats induïda per la mescla de dues
dissolucions iòniques rep el nom de reacció de precipitació.
Per exemple, si sobre una dissolució incolora de nitrat de plom (II), Pb(NO3)2,
s’addiciona una dissolució incolora de iodur de potassi, KI, es forma un
precipitat groc de iodur de plom (II) (Figura 7).
Pb ( NO3)
2
KI
Pb ( aq)
2 NO3
( aq)
K
( aq)
I
2
PbI2 ( s)
( aq)
Figura 7. Reacció de precipitació del iodur de plom (II). 5
La reacció de doble substitució que té lloc és la següent, en què el compost
que precipita s’indica amb una fletxa apuntat avall. També es forma nitrat de
potassi, KNO3, el qual roman en dissolució.
H2O H2O
5 Imatges extretes de la pàgina web de Chemistry Comes Alive! (C C Alive!).

Pb(NO 3) 2 (aq) 2 KI (aq) PbI 2 (s) 2 KNO 3 (aq)
Aquesta equació rep el nom d’equació molecular. En realitat, però, les sals
solubles es troben ionitzades i és més correcte escriure l’equació iònica
següent:
Pb ( aq)
2 NO3
( aq)
2 K
( aq)
2 I
2
PbI2 ( s)
2 K ( aq)
2 NO3
( aq)
( aq)
Si s’eliminen de l’equació iònica els ions que apareixen en els dos membres de
l’equació, s’obté l’equació iònica neta. Els ions eliminats reben el nom d’ions
espectadors.
2
Pb (aq) 2 I (aq) PbI 2 (s)
La conclusió a extreure és que si es troben en una dissolució ions iodur, I - , i
ions plom (II), Pb 2+ , en la concentració adequada, independentment de les sals
de procedència d’aquests ions, es formarà un precipitat de PbI2.
Les reaccions de precipitació es tracten quantitativament com a equilibris iònics
heterogenis, ja que els ions espectadors no intervenen en l’equilibri de
precipitació.
Per tant, hi ha dues formes d’obtenir un equilibri iònic heterogeni:
a) Generant una dissolució saturada d’una compost iònic concret.
b) A partir d’una reacció de precipitació.
Per treballar amb reaccions de precipitació és molt important repassar les
regles de la formulació inorgànica.

Exemple 1. En barrejar una dissolució de cromat de potassi amb una de
nitrat de plata, es forma una precipitat de cromat de plata. Escriu les
equacions molecular, iònica i iònica neta.
Busca els colors de les dissolucions i del precipitat.
Equació molecular:
K2CrO 4 (aq) 2 AgNO 3 (aq) Ag2CrO 4 (s) 2 KNO 3 (aq)
Equació iònica:
Equació iònica neta:
2
2 K ( aq)
CrO4
( aq)
2 Ag ( aq)
2 NO3
Ag 2CrO4
( s)
2 K ( aq)
2 NO3
( aq)
2
2 4 4
( aq)
Ag CrO (s) 2 Ag (aq) CrO (aq)
Pots buscar el color dels compostos a internet: el nitrat de plata és un sòlid
blanc, per tant forma una dissolució incolora; el cromat de potassi és groc com
la seva dissolució aquosa i el cromat de plata és un sòlid vermell.
A continuació es pot veure el procés de la reacció de precipitació al laboratori. 6
AgNO3 (aq)
6 Imatge extreta de http://benjamin-t.com/lab9/index.html
K2CrO4 (aq)
Ag2CrO4 (s)

Activitats proposades:
1. Quan es barreja una dissolució de clorur de sodi amb una dissolució de
nitrat d’argent, s’observa la precipitació d’un sòlid blanc molt fi en el recipient.
Fes una predicció de la fórmula d’aquest compost insoluble.
Escriu les equacions moleculars, iònic i iònica neta.
2. Proposa dues formes diferents d’obtenir una dissolució saturada de sulfat de
bari. Busca la informació que necessitis sobre la solubilitat dels diferents
compostos iònics en el concepte de Solubilitat.

11. Predicció de la formació de precipitats.
11.1. Introducció a la predicció de la formació de precipitats.
La mescla de dos compostos iònics en solució pot resultar en certs casos en la
formació d’un precipitat. La seva formació o no depèn de la solubilitat dels nous
productes formats.
Per exemple, si es barreja una dissolució de nitrat de plata amb una dissolució
de clorur de sodi, es genera un precipitat de clorur de plata ja que és una sal
poc soluble.
AgNO NaCl AgCl NaNO
3
Una de les aplicacions més importants dels equilibris iònics heterogenis és
precisament la predicció i interpretació de la formació de precipitats. Es pot dur
a terme des d’un punt de vista qualitatiu o quantitatiu.
11.2. Predicció qualitativa de la formació de precipitats.
Es pot predir qualitativament la formació d’un precipitat utilitzant les regles
generals de solubilitat dels compostos iònics que es mostren, de forma
resumida, a la taula següent:
Taula 5. Solubilitat en aigua dels principals compostos iònics
Compostos Solubilitat Excepcions
Compostos formats per metalls
alcalins
+
Compostos de l’ió amoni, NH4
Solubles
Solubles
-
Sals dels ions nitrat, NO3
Solubles
Sals dels ions acetat, CH3COO - Solubles
-
Sals dels ions clorat, ClO3 , i
-
perclorat, ClO4
Solubles
3

Sals dels ions halogenur: Cl - , Br - , I - Solubles Ag + , Pb 2+ 2+
i Hg2
2- 2+ 2+ 2
Sulfats (SO4 ) Solubles Ba , Hg i Pb : insolubles.
Ca 2+ i Ag + : lleugerament solubles.
Hidròxids (OH - ) Insolubles Metalls alcalins i Ba 2+ : solubles.
Ca 2+ : parcialment soluble.
Sulfurs (S 2- +
) Insolubles alcalins, alcalinoterris i ió NH4
2- 3- + 2+
Carbonats (CO3 ) i fosfats (PO4 ) Insolubles metalls alcalins, NH4 i de Mg
Per exemple, es pot formar un precipitat quan es mesclen solucions aquoses
de nitrat de plom (II), Pb(NO3)2, i clorur de sodi, NaCl?
En solució les dues sals es troben dissociades en els seus ions:
2
Pb( NO3)
2 ( aq)
Pb ( aq)
2 NO3
NaCl ( aq)
Na
( aq)
Cl
( aq)
( aq)
Quan aquests ions es troben en el mateix recipient, pot tenir lloc una reacció de
doble substitució, en què els cations intercanvien les seves posicions generant
nitrat de sodi, NaNO3, i clorur de plom (II), PbCl2. Això només té lloc si aquesta
nova combinació dels ions genera un compost insoluble.
És aquest el cas? Les entrades 1 i 3 de la Taula 5 indiquen que el nitrat de sodi
és un compost soluble. En canvi, l’entrada 6 mostra que el clorur de plom (II)
precipitarà degut a la seva insolubilitat.
Així doncs, en barrejar nitrat de plom (II) i clorur de sodi té lloc una reacció de
doble substitució que genera un precipitat. És la següent:
Pb ( aq)
2 NO3
( aq)
2 Na
( aq)
2 Cl
2
PbCl2 ( s)
2 Na ( aq)
2 NO3
( aq)
( aq)
En aquesta reacció, els ions sodi, Na + , i nitrat, NO3 - , actuen com a ions
espectadors. La reacció iònica neta és la següent:

2
Pb (aq) 2 Cl (aq) PbCl 2 (s)
Exemple 1. Identifica el precipitat format quan es barregen les següents
solucions aquoses de compostos iònics:
a) Na2SO4 + BaCl2
b) Al2(SO4)3 + NH4OH
c) AgNO3 + Na2S
Estudiem si el bescanvi entre els cations en les sals que es mesclen produeix
la formació d’una sal insoluble. Ull amb la formulació!.
a) Na2SO4 + BaCl2: la combinació del catió sodi, Na + , i l’anió clorur, Cl - , genera
clorur de sodi, sal soluble segons la taula 5. Per contra, la combinació del catió
bari, Ba 2+ , amb l’anió sulfat, SO4 2- , genera sulfat de bari, que és un compost
insoluble.
Na2SO4 + BaCl2 2 NaCl + BaSO4
b) Al2(SO4)3 + NH4OH: la combinació del catió amoni, NH4 + , i l’anió sulfat,
SO4 2- , genera sulfat amònic, sal soluble segons la taula 5. Per contra, la
combinació del catió alumini, Al 3+ , amb l’anió hidròxid, OH - , genera hidròxid
d’alumini, que és un compost insoluble.
Al2(SO4)3 + NH4OH (NH4)2SO4 + Al(OH)3
c) AgNO3 + Na2S: la combinació del catió sodi, Na + , i l’anió nitrat, NO3 - , genera
nitrat de sodi, sal soluble segons la taula 5. Per contra, la combinació del catió
plata, Ag + , amb l’anió sulfur, S 2- , genera sulfur de plata, que és un compost
insoluble.
AgNO3 + Na2S NaNO3 + Ag2S

Exemple 2. El sulfat de bari, BaSO4, és una sal poc soluble mentre que el
sulfat de sodi, Na2SO4, és soluble en aigua. Dos flascons de laboratori
han perdut la seva etiqueta i se sap que un d’ells conté clorur de bari,
BaCl2, i l’altre clorur de sodi, NaCl. Què faries per distingir-los?
Per distingir-los cal aprofitar la diferent solubilitat dels ions Ba 2+ i Na + davant la
presència d’ions sulfat, SO4 2- .
En els flascons problema, com que tant el clorur de bari com el clorur de sodi
són solubles en aigua, tenim dissolució completa:
BaCl
2
Ba
NaCl Na
2
( aq)
2Cl
( aq)
Cl
( aq)
( aq)
Si addicionem ions sulfat als dos flascons, per exemple en forma de sulfat de
potassi, K2SO4 (sal molt soluble), al flascó que contingui ions Ba 2+ es formarà
un precipitat blanc de sulfat de bari (Figura 8).
Figura 8. Formació d’un precipitat blanc de sulfat de bari addicionant ions sulfat sobre una
dissolució de clorur de bari. 7
En canvi, al flascó que conté ions Na + no es formarà precipitat.
7 Figura extreta del llibre Prentice Hall Chemistry, Wilbraham, Staley, Matta and Waterman, Ed:
Pearson Prentice Hall, Boston 2008.

Activitats proposades:
1. Prediu si es pot formar un precipitat quan es mesclen les dissolucions
aquoses següents:
a) Sulfat de cadmi i iodur de potassi.
b) Clorur de potassi i nitrat d’argent.
c) Clorur de bari i sulfat de cadmi.
d) iodur de sodi i nitrat de plom (II).
e) Sulfur de sodi i sulfat de coure (II).
Escriu l’equació molecular, iònica i iònica neta de cada reacció.
11.3. Predicció quantitativa de la formació de precipitats.
Que es pugui formar un precipitat en barrejar dues dissolucions salines no
garanteix la seva formació. No només s’ha de mirar si es forma un compost
insoluble, sinó també quina és la concentració dels ions que el formen en la
dissolució. En altres paraules, cal veure si aquestes concentracions són
suficients com per provocar la precipitació.
Una mescla de sulfat de sodi i clorur de bari pot generar, per recombinació dels
seus ions en solució, un precipitat de sulfat de bari, BaSO4.
Na SO
2
BaCl
2
4
( aq)
( aq)
2Na
Ba
2
( aq)
SO
( aq)
2Cl
2
4
( aq)
2
2
2Na ( aq)
SO4
( aq)
Ba ( aq)
2Cl
( aq)
BaSO4
( aq)
( s)
2Na
( aq)
2Cl
L’equació de l’equilibri iònic heterogeni del sulfat de bari i l’expressió del seu
producte de solubilitat són les següents:
( aq)

BaSO (s) Ba (aq) SO (aq) Kps = 1.1·10 -10
2 2
4 4
Kps
2 2
Ba SO
Figura 9. Formació d’un precipitat blanc de sulfat de bari addicionant una dissolució de sulfat
de sodi sobre una de clorur de bari. 8
Si es coneix la concentració d’ions bari i sulfat que s’introdueix a la mescla
inicialment, es pot calcular l’equivalent al producte de solubilitat en aquest
instant inicial. Per comparació del valor d’aquest producte, anomenat quocient
de reacció (Q), amb Kps, es pot predir si es formarà precipitat o no.
Es poden donar tres situacions:
2 2
Ba 0 4 0 Q SO
Q Kps
: el producte de les concentracions és major que en l’equilibri, per tant hi
ha massa ions en solució. Per eliminar-ne, la reacció evoluciona cap a
la formació de precipitat fins obtenir una dissolució saturada.
En aquestes condicions precipitarà sulfat de bari fins que el producte
de les concentracions dels ions que romanen en dissolució iguali el
valor de Kps.
Q Kps
: situació d’equilibri, dissolució saturada. No es forma precipitat.
Q Kps
: el producte de les concentracions és menor que en l’equilibri, per tant
la solució encara no està saturada, admet més solut. No es forma
precipitat.
8 Figura extreta del llibre Prentice Hall Chemistry, Wilbraham, Staley, Matta and Waterman, Ed:
Pearson Prentice Hall, Boston 2008.
4

En aquest tipus de problemes cal anar molt en compte amb el càlcul de
les concentracions dels ions en la barreja. Cal repassar el concepte de dilució
d’una dissolució (veure l’exemple 1).
Exemple 1. Dedueix si es formarà precipitat de clorur de plata (Kps =
1.8·10 -10 ) a 25 C, en afegir 50 mL de nitrat de plata 0.5 M a 250 mL de
clorur de sodi 0.02 M.
La reacció de doble substitució és la següent, en què efectivament l’únic
compost insoluble és el clorur de plata.
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Qualitativament la seva formació és possible.
L’equació de l’equilibri iònic heterogeni i l’expressió de Kps per aquest compost
es mostren a continuació:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq) Kps = 1.8·10 -10
K ps
Ag
Cl
Ens cal trobar les concentracions dels dos ions, Ag + i Cl - , en la mescla per fer
una avaluació quantitativa del problema. Cal tenir present que en barrejar dues
dissolucions el volum augmenta, per tant tenim dilució.
Calculem en primer lloc els mols dels dos ions:
0.
02 molsNaCl
1mol
Cl
250 mLdissolució NaCl·
· 0.
005 mols Cl
1000 mLdissolució
NaCl 1mol
NaCl
50 mL
dissolució AgNO
0.
025 mols Ag
3
0.
5 mols AgNO 3
·
1000 mLdissolució
AgNO
1mol
Ag
·
1mol
AgNO
Aquests mols són els mateixos que hi ha en la barreja, però es troben en un
volum total de 300 mL. Així, la nova concentració és:
3
3

0.
005 mols Cl
Cl
0.
0167 M
0.
30 L total
0.025 mols Ag
Ag 0.0833
M
0.30 L total
Calculem l’equivalent al producte de solubilitat en aquestes condicions inicials:
Q
3
Ag Cl 0.
0167·
0.
0833 1.
39 · 10
Veiem que Q Kps
, per tant, precipitarà clorur de plata fins que el producte
de les concentracions dels ions que romanen en solució iguali el valor de Kps, o
el que és el mateix, fins obtenir una dissolució saturada.
Activitats proposades:
1. Es barregen 20 mL d’una dissolució 0.01 M de nitrat de plata amb 80 mL
d’una altra dissolució 0.05 M de cromat de potassi. Determina si es formarà
precipitat i indica de quin compost es tracta.
Dada: Kps (producte incògnita) = 1.2·10 -12
2. Es barregen volums iguals de AgNO3 2·10 -5 M i de NaCl 4·10 -6 M.
a) Es pot formar algun compost insoluble? Quin?
b) Determina si es formarà precipitat sabent que Kps = 1.8·10 -10 .
c) Quina és la quantitat mínima de NaCl sòlid que cal addicionar a 100 mL de
la dissolució de AgNO3 2·10 -5 M per tal que es formi precipitat?
3. El iodur de plom (II) és una sal de color groc, força insoluble en aigua freda
(Kps = 7.9·10 -9 a 25 ºC) que es pot obtenir barrejant dissolucions de nitrat de

plom(II) i iodur de potassi.
a) Escriu la reacció de precipitació que té lloc.
b) Si es barregen 1.5 L de dissolució 0,15 M de iodur de potassi amb 1.5 L
de nitrat de plom(II) 0,15 M, precipitarà iodur de plom(II)?
c) Explica quin procediment seguiries al laboratori per preparar les
dissolucions anteriors a partir dels productes sòlids i per separar el
precipitat format.
d) Proposa una reacció de precipitació alternativa que permeti obtenir
també iodur de plom (II).
4. S’obtindrà precipitat de clorur de plom (II) si es barregen 20 mL de nitrat de
plom (II) 0’01 M amb 30 mL de clorur de sodi de la mateixa concentració? (Kps
= 1.7·10 -5 ).
5. Quina quantitat de nitrat de ferro (II) es pot dissoldre sense que precipiti
sulfur de ferro (II) en una dissolució de sulfur sòdic 0’1 M? (Kps FeS = 8.0·10 -
19 ).
6. S’addiciona clorur de potassi lentament a una dissolució 2·10 -4 M de nitrat
d’argent. Calcula:
a) Quina concentració mínima d’ions clorur es necessita per induir la
precipitació? Dada: Kps (AgCl) = 1.8·10 -10 ?
b) Quin percentatge d’argent no ha precipitat si s’ha addicionat una
concentració de clorurs 1·10 -5 M?

12. Precipitació fraccionada
Algunes vegades pot interessar separar alguns o tots els ions que formen una
dissolució. Per aconseguir-ho, el mètode més efectiu es precipitar de forma
escalonada els ions desitjats, fent ús de la diferent solubilitat de les sals que
formen aquests ions amb un mateix agent precipitant (un altre ió). Aquest
principi operatiu s’anomena precipitació fraccionada.
És bastant corrent, per exemple, tenir una dissolució que conté anions clorur,
Cl - , i iodur, I - . Si la voluntat és separar-los, es pot pensar en afegir un catió que
compleixi les següents característiques:
a) Ha de formar un compost poc soluble amb els dos anions a la vegada.
b) Els compostos insolubles formats han de tenir valors del producte de
solubilitat, Kps, suficientment diferents per evitar que precipitin els dos
anions a la vegada. La voluntat és separar-los.
El catió idoni en aquest cas és el catió plata, Ag + .
Si a la dissolució problema s’addiciona una dissolució que conté ions Ag + , es
formen els compostos insolubles iodur de plata, AgI, i clorur de plata, AgCl, els
productes de solubilitat dels quals són suficientment diferents:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq) Kps = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8·10 -10
AgI (s) Ag (aq) I (aq) Kps = [Ag + ] [I - ] = 8.3·10 -17
L’ordre de precipitació es determina en base a la concentració d’agent
precipitant (Ag + ) que necessita cada anió.
Precipita abans l’ió que necessita menys quantitat d’agent precipitant.

Per exemple, si es té una dissolució que és 0.01 M en ions Cl - i 0.01 M en ions
I - , quina concentració d’ió plata cal afegir a la dissolució per precipitar cada un
dels ions?
S’ha de complir el valor del producte de solubilitat per qualsevol concentració
dels ions. Així, quan la concentració dels anions és 0.01 M, cal la següent
quantitat d’ions plata per precipitar-los:
Kps = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8·10 -10
[Ag + ] · 0.01 M = 1.8·10 -10 [Ag + ] = 1.8·10 -8 M
Kps = [Ag + ] [I - ] = 8.3·10 -17
[Ag + ] · 0.01 M = 8.3·10 -17 [Ag + ] = 8.3·10 -15 M
Es pot veure que per iniciar la precipitació del AgCl cal que a la dissolució hi
hagi una concentració d’ions plata un milió de vegades major que per provocar
la precipitació del AgI. Així, si es controla que la concentració de Ag + sigui
sempre menor de 1.8·10 -8 M en la dissolució, no precipitarà gens de AgCl i, en
canvi, precipitarà tot l’anió I - en forma de AgI.
Si s’afegeix per exemple una concentració 1.0·10 -8 M de Ag + , es pot comprovar
mitjançant el producte de solubilitat que no queden ions I - en la dissolució:
Kps = [Ag + ] [I - ] = 8.3·10 -17
1.0·10 -8 M · [I - ] = 8.3·10 -17 [I - ] = 8.3·10 -9 M
Aquesta concentració és negligible, per tant podem dir que l’ió iodur ha
precipitat quantitativament en forma de iodur de plata. 9 Si en aquest punt es
filtra el sòlid de AgI, es pot procedir a precipitar el AgCl separadament (Figura
10).
També es pot comprovar que l’ió clorur no ha precipitat, calculant el valor de Q i
comparant-lo amb el de Kps:
9 Una precipitació ha estat quantitativa quan la concentració de l’ió en solució s’ha reduït a la
mil·lèsima part de la inicial.

Q = [Ag + ] [Cl - ] = 1.0·10 -8 M · 0.01 M = 1.0·10 -10
Q < (Kps = 1.8·10 -10 )
Tenim menys ions en dissolució que en l’equilibri, per tant no té lloc precipitació
del AgCl.
AgI
Figura 10. Passos per realitzar al laboratori un procés de precipitació fraccionada: es precipita
en primer lloc el AgI de forma quantitativa controlant la concentració de Ag + afegida. Aquest
sòlid es filtra amb un muntatge de filtració al buit i es precipita a continuació el AgCl. 10
Com que addicionem una dissolució sobre una altra, estrictament
s’hauria de considerar el canvi de les concentracions degut a la dilució. En
aquests problemes, però, es considera que el volum no varia.
10 Imatges extretes de http://www.whatman.com/934AHRTU.aspx i
AgCl
http://www.dartmouth.edu/~chemlab/chem3-5/qual_an/overview/procedure.html

Exemple 1. Tenim una dissolució aquosa de cromat de potassi i de
clorur de sodi de concentracions 0.1 M i 0.05 M, respectivament. Si
addicionem una dissolució aquosa de nitrat de plata gota a gota,
determina:
a) Quina de les dues sals de plata precipita primer?
b) Quina és la concentració de l’ió de la sal més insoluble quan
comença a precipitar la sal més soluble?
Dades: Kps (AgCl) = 1.8·10 -10 ; Kps (Ag2CrO4) = 1.2·10 -12
a) Calculem la quantitat d’ions plata que necessita cada anió per precipitar:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq) Kps = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8·10 -10
[Ag + ] · 0.05 M = 1.8·10 -10 [Ag + ] = 3.6·10 -9 M
Ag CrO (s) 2 Ag (aq) CrO (aq) Kps = [Ag + ] 2 [CrO4 2- ] =
2
2 4 4
1.2·10 -12
[Ag + ] 2 · 0.1 M = 1.2·10 -12 [Ag + ] = 3.5·10 -6 M
L’anió que necessita menys agent precipitant precipita en primer lloc, per tant
l’ordre de precipitació és el següent:
1) AgCl 2) Ag2CrO4
La sal més soluble és el cromat de plata i la més insoluble el clorur de plata.
b) Hem de calcular la concentració d’ions clorur en la dissolució quan comença
a precipitar l’ió cromat. L’ió cromat comença a precipitar quan la concentració
de Ag + és de 3.5·10 -6 M, per tant, la concentració de clorur que queda és:
Kps = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8·10 -10
3.5·10 -6 M · [Cl - ] = 1.8·10 -10 [Cl - ] = 5.1·10 -5 M
Aquesta concentració és negligible, per tant els ions es poden separar bé.

Ordre de precipitació i Kps
Com més petit és el valor de Kps més insoluble és un compost, per tant es
podria pensar en deduir l’ordre de precipitació comparant simplement els valors
de Kps dels sòlids insolubles.
Això només funciona quan es compleixen a la vegada les següents condicions:
a) Els ions es troben en la mateixa concentració en la dissolució.
b) Els sòlids insolubles que formen els ions amb l’agent precipitant tenen
la mateixa estequiometria molecular.
Per evitar errors, es recomana deduir sempre l’ordre de precipitació avaluant la
quantitat d’agent precipitant requerida per cada ió.
Exemple 2. S’afegeix una dissolució de AgNO3, gota a gota, a una
dissolució que conté una concentració 0.3 M d’ions clorur, Cl - , 0.3 M
d’ions bromur, Br - , i 0.3 M d’ions cromat, CrO4 2- .
Indica l’ordre de precipitació sabent que:
Kps (AgCl) = 1.8·10 -10
Kps (AgBr) = 5.0·10 -13
Kps (Ag2CrO4) = 1.2·10 -12
Els tres anions es troben en la mateixa concentració en la dissolució, però el
cromat de plata no té la mateixa estequiometria que el bromur de plata i el
clorur de plata.
Calculem la quantitat d’ions plata que necessita cada anió per precipitar:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq) Kps = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8·10 -10
[Ag + ] · 0.3 M = 1.8·10 -10 [Ag + ] = 6.0·10 -10 M
AgBr (s) Ag (aq) Br (aq) Kps = [Ag + ] [Br - ] = 5.0·10 -13

[Ag + ] · 0.3 M = 5.0·10 -13 [Ag + ] = 1.7·10 -12 M
Ag CrO (s) 2 Ag (aq) CrO (aq) Kps = [Ag + ] 2 [CrO4 2- ] =
2
2 4 4
1.2·10 -12
[Ag + ] 2 · 0.3 M = 1.2·10 -12 [Ag + ] = 2·10 -6 M
L’anió que necessita menys agent precipitant precipita en primer lloc, per tant
l’ordre de precipitació és el següent:
1) AgBr 2) AgCl 3) Ag2CrO4
Si establíssim l’ordre de precipitació considerant que el compost amb Kps
menor precipita en primer lloc, obtindríem 1) AgBr, 2) Ag2CrO4 i 3) AgCl.
Aquest resultat seria erroni!.
Activitats proposades:
1. Argumenta la validesa d’aquesta afirmació tot posant un exemple:
“En un procés de precipitació fraccionada, el compost amb Kps més petit
sempre precipita en primer lloc”.
2. Una dissolució conté les següents concentracions d’anions: [CrO4 2- ] =
1.7·10 -2 M, [Cl - ] = 0.4 M; [Br - ] = 3·10 -5 M;). Si s’hi afegeix una dissolució de
nitrat d’argent gota a gota, quin serà l’ordre de precipitació? Justifica la
resposta.
Dades: Kps (AgCl) = 1.8·10 -10 ; Kps (AgBr) = 5.0·10 -13 ; Kps (Ag2CrO4) = 1.2·10 -12 .

3. Una dissolució té una concentració 10 -5 M d’ions calci, 2·10 -3 M d’ions bari i
1·10 -5 M d’ions plom (II). Si s’addiciona sulfat de sodi gota a gota, indica:
a) Quina concentració de sulfat hi haurà en el moment en què comenci a
precipitar el primer catió? Quin catió serà aquest?
b) Quin serà l’ordre de precipitació dels tres cations.
c) Quina serà la concentració de l’ió que ha precipitat primer quan comenci
a precipitar el segon ió? I quan comenci a precipitar el tercer?
Dades: Kps (BaSO4)=1.1·10 -10 ; Kps (CaSO4)=2.4·10 -5 ; Kps (PbSO4)=6.3·10 -7
4. Explica com separaries quantitativament al laboratori els ions clorur i
bromur. Indica el material i els procediments que realitzaries amb detall.

13. Aplicacions de la precipitació fraccionada
La precipitació fraccionada és un dels mètodes més utilitzats per separar
determinats ions en dissolució. Té aplicació en molts processos industrials i
també en l’anàlisi química.
Exemple d’aplicació en processos industrials
Les sals de crom són molt utilitzades en la indústria tèxtil, de pintures, de
recobriments, i en altres rams. Els derivats de crom tenen greus efectes
toxicològics que fan que s’hagi de controlar rigorosament el seu contingut en
les aigües residuals procedents d’efluents industrials. Per eliminar-lo de les
aigües a nivell de depuradora, es precipita l’ió crom selectivament en forma
d’hidròxid de crom, Cr(OH)3. Aquest és un compost molt insoluble que
posteriorment es decanta.
3
Cr(OH) 3 (s) Cr (aq) 3 OH (aq)
Kps = [Cr 3+ ] [OH - ] 3 = 1.0·10 -30
Figura 11. Els efluents de certes activitats industrials han de ser tractats en les depuradores
per rebaixar el contingut de sals de crom fins els límits permesos. A la imatge de la dreta, la
EDAR del Terri. 11
11 Imatge extreta de http://sp.ideal.es/fotodenuncias/almeria/index.php?ciudad=roquetas

Exemple d’aplicació en l’anàlisi química
La marxa analítica són el conjunt de regles pràctiques que tenen com a objectiu
separar, d'una manera sistemàtica, els diversos ions continguts en una solució
problema per procedir al seu reconeixement.
Per exemple, l’aparició de precipitat en afegir nitrat de plata, AgNO3, a una
mostra d’aigua indica la presència inequívoca d’ions clorur o d’altres halurs.
Existeixen diverses marxes analítiques per identificar cations i també per
identificar anions, totes elles basades en el principi operatiu de la precipitació
fraccionada. Bàsicament, es van addicionant agents precipitants diferents a la
dissolució problema i, segons si es forma o no un precipitat, es van identificant
els ions presents. No es tracta d’una anàlisi quantitativa, sinó qualitativa.
A continuació es mostra l’esquema de la marxa sistemàtica clàssica per
excel·lència, la de l'àcid sulfhídric:

Grup 1: grup del clor
Grup 2: grup del sulfur
d’hidrogen
Precipitat
PbCl2, Hg2Cl2, AgCl
Grup 3: grup del sulfur
d’amoni
Precipitat
Hg2S, PbS, Bi2S3, CuS,
CdS, As2S3, SnS2, Sb2S3
Solució problema
Precipitat
MnS, FeS, Fe(OH)3,NiS
CoS, Al(OH)3 Cr(OH)3,ZnS
Figura 12. Marxa analítica de l’àcid sulfhídric per identificar cations.
Avui en dia, però, els mètodes analítics tendeixen a utilitzar reactius més
específics de tipus orgànic per cada ió. També els mètodes espectroscòpics i
potenciomètrics han adquirit protagonisme.
HCl
Dissolució
H2S (0.3 M HCl)
Dissolució
H2S/NH3, NH4 +
Dissolució
Grup 4: grup del carbonat Grup 5: grup soluble
Precipitat
MgCO3, CaCO3, SrCO3,
BaCO3
CO3 2- /NH3, NH4 +
Dissolució
Na + , K +

Activitats proposades:
1. Una dissolució problema conté només els cations argent, coure (II) i
magnesi. Indica com els identificaries inequívocament al laboratori.
2. Si s’addiciona àcid clorhídric sobre una dissolució aquosa problema i no
s’observa formació de precipitat, quina conclusió es pot extreure del seu
contingut? I si es forma un precipitat blanc? Justifica la resposta.
3. Es podrien separar quantitativament els cations crom (III) i cadmi d’una
dissolució problema aquosa? Com?
I els cations magnesi i calci? Per què?

14. Solubilitat i pH en els hidròxids insolubles.
Els compostos iònics insolubles de tipus hidròxid responen a equilibris iònics
heterogenis del tipus general següent:
n
M(OH) n (s) M (aq) n OH (aq) Kps = [M n+ ] [OH - ] n
La participació dels ions hidroxil, OH - , permet treballar amb aquests equilibris a
partir del concepte de pH o pOH. Dels dos paràmetres el més utilitzat és el pH,
però existeix una relació matemàtica molt senzilla que permet interconvertir-los.
El pH és una forma senzilla d’indicar la concentració d’ions hidrogen o protons,
H + , en una dissolució; el pOH s’usa pel mateix però per la concentració de OH - .
Cal recordar que:
pH log
H
pOH log
OH
Per altra banda, les concentracions de H + i OH - es relacionen a partir de
l’expressió del producte iònic de l’aigua, que a 25 ºC val
Kw
H
OH
10 14
H
OH
14
10
.
Per tant, traient logaritmes decimals a aquesta darrera expressió s’obté la
relació matemàtica entre el pH i el pOH:
14 = pH + pOH
A continuació es mostren una sèrie d’exercicis que fan ús del pH en equilibris
iònics heterogenis d’hidròxids insolubles.

Exemple 1. A quin valor de pH comença la precipitació de l’hidròxid de
ferro (II) en una dissolució 2.5·10 -4 M de perclorat de ferro (II), Fe(ClO4)2?
Dada: Kps (Fe(OH)2) = 7.9·10 -16
Tenim una dissolució 2.5·10 -4 M de Fe(ClO4)2. Es tracta d’una sal soluble, per
tant es troba completament dissociada. Com que cada molècula de sal conté
un ió Fe 2+ , la concentració d’ions Fe 2+ a la dissolució és la mateixa que la
concentració de la sal.
Fe(ClO4)2 (aq) Fe 2+ -
(aq) + 2 ClO4 (aq)
2.5·10 -4 M 2.5·10 -4 M 2.5·10 -4 M
L’equilibri iònic heterogenis del Fe(OH)2 és el següent:
2
Fe(OH) 2 (s) Fe (aq) 2 OH (aq) Kps = [Fe 2+ ] [OH - ] 2
Sabem la concentració d’ions Fe 2+ en la dissolució i, com que s’ha de complir
el valor de Kps, podem calcular la concentració de OH - necessària per
precipitar Fe(OH)2 de la següent manera:
Kps = [Fe 2+ ] [OH - ] 2 = 7.9·10 -16
2.5·10 -4 M · [OH - ] 2 = 7.9·10 -16
[OH - 16
7.
9 · 10
] = 4
2.
5 · 10
= 1.78·10 -6 M
Aquesta concentració d’ions OH - es pot convertir a valor de pH a partir de
calcular en primer lloc el pOH:
pOH = -log 1.78·10 -6 = 5.75
14 = pH + pOH = pH + 5.75
pH = 8.25
Cal un pH de 8.25 a la solució perquè comenci a precipitat el Fe(OH)2.

Exemple 2. 500 mL d’aigua es saturen amb hidròxid de calci, Kps = 6.5·10 -
6 . Quin pH té la dissolució resultant?
En una dissolució saturada de Ca(OH)2 tenim la màxima concentració d’ions en
dissolució.
Per calcular el pH de la dissolució ens cal saber la concentració d’ions OH - .
Aquest valor ens el dóna la solubilitat. La calculem a partir de deduir l’equació
que relaciona Kps i la solubilitat.
Ca(OH)2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + 2s
Concentració en l’equilibri c - s s 2s
K
ps
s
2
Ca OH
3
K
ps
4
3
2
6.
5·
10
4
2 3
s · ( 2s)
4s
6
0.
012 M
La concentració d’ions OH - a la dissolució saturada és doncs de:
[OH - ] = 2s = 0.024 M
Calculem ara el pOH i a partir d’aquest el pH:
pOH = - log 0.024 = 1.62
pH = 12.4

Exemple 3. L’hidròxid de magnesi, Mg(OH)2, és un compost insoluble
amb Kps = 7.1·10 -12 . Quina és la concentració d’ions Mg 2+ en una
dissolució de pH = 9?
L’equilibri iònic heterogenis del Mg(OH)2 és el següent:
2
Mg(OH) 2 (s) Mg (aq) 2 OH (aq) Kps = [Mg 2+ ] [OH - ] 2
El pH de la dissolució ens dóna indirectament el valor de la concentració de
OH - :
14 = pH + pOH = 9 + pOH
pOH = 5 = - log [OH - ]
[OH - ] = 10 -pOH = 10 -5 = 1.0·10 -5 M
S’ha de complir el valor de Kps en tot moment, per tant:
Kps = [Mg 2+ ] [OH - ] 2 = 7.1·10 -12
[Mg 2+ ] · (1.0·10 -5 ) 2 = 7.1·10 -12
[Mg 2+ ] = 0.071 M
La concentració d’ions magnesi en una solució de pH = 9 és de 0.071 M.
Activitats proposades:
1. Quina quantitat màxima d’ions Mg 2+ poden contenir 75 mL d’una dissolució
d’hidròxid de magnesi de pH = 10 per tal que no precipiti l’hidròxid
corresponent.
Dada: Kps (Mg(OH)2) = 7.1·10 -12 .
2. Una dissolució saturada d’hidròxid de níquel (II) de pH = 7 conté una
concentració d’ions Ni 2+ igual a 6.3·10 -4 M. Quin és el valor de Kps d’aquesta
sal?

3. Una dissolució saturada d’hidròxid de calci té pH = 12.37.
a) Troba el producte de solubilitat de l’hidròxid de calci.
b) Quina quantitat d’hidròxid de calci hi ha dissolta en 250 cm 3 de
dissolució saturada?
c) Explica com es podria incrementar la solubilitat d’aquest hidròxid
insoluble.
4. El producte de solubilitat de l’hidròxid de magnesi és 7.1·10 -12 ; calcula:
a) la solubilitat del Mg(OH)2 en g/L.
b) el pH d’una dissolució saturada d’aquest hidròxid.

15. Factors que afecten l’equilibri de solubilitat.
15.1. El principi de Le-Chatelier en els equilibris iònics
heterogenis.
Com totes les reaccions en equilibri, els equilibris iònics heterogenis es veuen
afectats per pertorbacions externes. L’efecte d’aquestes pertorbacions es
regeix també pel principi de Le-Chatelier:
Si un sistema químic en equilibri rep una pertorbació externa que en
modifica l’estat, el sistema evoluciona en el sentit (directe o invers)
que permet contrarestar l’efecte produït per la pertorbació.
Si com a conseqüència d’una pertorbació el sistema evoluciona cap al
sentit directe, es dissol precipitat. Per contra, si el sistema evoluciona cap
al sentit invers, la precipitació es veu afavorida.
AmBn (s) m A n+ (aq) + n B m- (aq)
El precipitat es dissol
Es forma més precipitat
Conèixer l’efecte que produeixen diferents factors sobre un equilibri determinat
resulta molt interessant, ja que permet establir la forma d’influenciar aquest
equilibri de precipitació, ja sigui per afavorir la precipitació o per evitar-la.
Els factors que influeixen sobre l’equilibri iònic heterogeni són:

a) Cap a la formació de precipitat: si s’augmenta la concentració d’un dels
ions que formen el compost insoluble, l’equilibri es desplaça per contrarestar
aquest efecte tot formant més precipitat. En aquest sentit s’estudiarà:
1. L’efecte de l’ió comú
b) Cap a la dissolució de precipitat: si disminueix la concentració d’algun
dels ions que formen la sal insoluble, l’equilibri es desplaça cap a la dissolució
de precipitat segons el principi de Le-Chatelier. Les possibles causes són:
1. La dilució
2. La formació de compostos més insolubles
3. L’addició d’àcids o bases
4. La participació en una reacció redox
5. La formació d’ions complexes
6. L’efecte salí
15.2. Efecte de l’ió comú en els equilibris iònics heterogenis.
L’efecte de l’ió comú provoca el desplaçament dels equilibris iònics heterogenis
cap a la formació de més precipitat. Consisteix en el següent:
Si a un equilibri iònic heterogeni d’un compost poc soluble s’afegeix un
segon compost que té un ió comú amb la sal insoluble inicial, es
produeix una disminució de la solubilitat d’aquesta última i la formació
de més precipitat.
Un ió comú és un ió que es troba en les dues sals alhora.
Per exemple, si es té una dissolució de clorur de plata, AgCl, (Kps = 1.8·10 -10 ),
la seva solubilitat en aigua pura és:

AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq)
AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + s
Concentració en l’equilibri c - s s s
K
ps
Ag Cl
s
K
ps
s · s
s
1.
8 ·
s = 1.3·10 -5 M
2
10
1.
8·
10
En canvi, si s’addiciona NaCl a la dissolució anterior fins a una concentració
0.001M, la solubilitat del AgCl disminueix en dos ordres de magnitud, com es
mostra tot seguit:
El NaCl és una sal molt soluble que es dissocia completament en els seus ions:
10
10
NaCl (aq) Na + (aq) + Cl - (aq)
0.001M 0.001 M 0.001 M
Així doncs, s’ha addicionat a la dissolució de AgCl una concentració 0.001 M
d’un ió comú com és el Cl - . Així, la nova solubilitat del clorur de plata es calcula
de la següent manera:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq)
AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq)
Concentració inicial c - 0.001
Concentració que es dissol - s + s + s
Concentració en l’equilibri c - s s 0.001 + s

K
ps
Ag Cl
s
2
0.
001s
0.
001s
s
Resolent l’equació de segon grau s’obté 12 :
s · ( 0.
001
s)
2
1.
8·
10
1.
8·
10
10
10
0
s1 = 1.8·10 -7 M i s2 = -1.0·10 -3 M
0.
001s
Les concentracions negatives no tenen sentit, per tant la solubilitat del AgCl en
presència d’una concentració 0.001 M de l’ió comú Cl - és de 1.8·10 -7 M, dos
ordres de magnitud inferior a la solubilitat en aigua pura.
La Figura 13 mostra la disminució de la solubilitat a mesura que augmenta la
concentració de NaCl en la dissolució de AgCl. S’ha representat el logaritme
decimal de la solubilitat per obtenir valors més graficables, com es mostra en la
taula següent:
[NaCl] (M) Solubilitat AgCl (s) (M) log s
0 1,30E-05 -4,886056648
0,001 1,80E-07 -6,744727495
0,01 1,80E-08 -7,744727495
0,05 3,60E-09 -8,443697499
0,1 1,80E-09 -8,744727495
12 En lloc de resoldre l’equació de segon grau es pot aplicar l’aproximació que 0.001+s = 0.001.
Això és possible ja que els valors de solubilitat són sempre molt petits.
s
2

log [solubilitat de AgCl]
-4
-5
-6
-7
-8
-9
0 0,02 0,04 0,06 0,08 0,1
[NaCl] (M)
Figura 13. Efecte de concentracions creixents de NaCl en la solubilitat del AgCl.
L’efecte de l’ió comú és un efecte del canvi en les concentracions sobre
l’equilibri. S’explica mitjançant el principi de Le-Chatelier:
L’addició d’un ió comú a un equilibri iònic heterogeni provoca l’augment
de la concentració d’aquest ió en solució.
El valor de Kps no varia ja que la temperatura es manté constant.
Per contrarestar l’efecte produït per l’augment de la concentració, el
sistema evoluciona cap a l’esquerra, consumint l’ió comú en excés i
formant més precipitat.
En el cas de l’exemple anterior pel AgCl es pot resumir l’efecte en quatre
passos de la següent manera:
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq) + NaCl
a) Kps dissolució inicial = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8·10 -10
b) Q després de l’addició de NaCl = [Ag + ] [Cl - ] > Kps
c) Com que Q > Kps, la reacció evoluciona , formant precipitat de AgCl
d) La [Ag + ] en solució , per tant també la solubilitat

Exemple 1. En una dissolució saturada de cromat de plom (II), PbCrO4,
s’estableix un equilibri entre el cromat de plom (II) sòlid i els seus ions en
dissolució (Kps = 1.8·10 -14 a 25 ºC).
a) Es formarà més precipitat de PbCrO4 si a 100 mL de dissolució saturada
d’aquest compost s’addicionen 2·10 -4 mols de nitrat de plom (II), Pb(NO3)2?
b) Quina serà la concentració dels ions cromat en el nou equilibri establert?
Raona la resposta.
El PbCrO4 es troba en equilibri amb els seus ions segons l’equació següent:
PbCrO (s) Pb (aq) CrO (aq)
2 2
4 4
Deduïm l’expressió que relaciona Kps amb la solubilitat i calculem la solubilitat del
compost en aigua pura:
PbCrO4 (s) Pb 2+ 2-
(aq) + CrO4 (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + s
Concentració en l’equilibri c - s s s
K
s
ps
K
2
2
Pb CrO
ps
1.
8·
10
s · s
s
1.
3·
10
2
2
7
Pb CrO 1.
3·
10 M
4
Quan afegim Pb(NO3)2, estem addicionant ions Pb 2+ a la solució, ió comú a
l’equilibri del cromat de plom (II). Per tant, la concentració de Pb 2+ augmenta i, per
mantenir constant el valor de Kps, la concentració de CrO4 2- ha de disminuir
formant-se més precipitat.
El nitrat de plom (II) és una sal molt soluble, per tant es dissocia completament:
4
14
Pb(NO3)2 (aq) Pb 2+ -
(aq) + 2 NO3 (aq)
2·10 -4 mols 2·10 -4 mols 4·10 -4 mols
2
7
M

Calculem el nombre de mols inicials de Pb 2+ abans d’addicionar l’ió comú:
7
2
1.
3·
10 mols Pb
100 mL dissolució·
1.
3·
10
1000 mL dissolució
8
mols Pb
El nou valor de la concentració d’ions Pb 2+ en els 100 mL de dissolució després de
l’addició de 2·10 -4 mols de plom (II), si es considera que el volum no varia, és:
8
4
2
2 ( 1.
3·
10 2·
10 ) mols Pb
3
Pb
2·
10 M
0.
1L
Per saber si es forma més precipitat, calculem el valor del producte de solubilitat
un cop addicionat l’ió comú, Q:
Q
2
2
3
7
10
Pb CrO 2·
10 M·
1.
3·
10 M 2.
6·
10
4
Q > (Kps = 1.8·10 -14 ), per tant, un cop addicionat l’ió comú hi ha més ions en
solució que els que hi pot haver a l’equilibri. Segons el principi de Le-Chatelier el
sistema evoluciona cap a la formació de precipitat. Així, precipita més cromat de
plom (II) (Figura 14).
Figura 14. a) imatge d’una dissolució saturada de cromat de plom (II). b) Formació de més
precipitat de cromat de plom (II) per addició d’unes gotes de nitrat de plom (II). 13
b) Com que la temperatura no varia, el valor de Kps s’ha de mantenir, per tant, la
13 Imatge extreta del llibre Prentice Hall Chemistry, Wilbraham, Staley, Matta and Waterman,
Ed: Pearson Prentice Hall, Boston 2008.
2

concentració d’ions cromat un cop restablert l’equilibri serà menor que la inicial i
igual a:
K
ps
2·
10
2
2
Pb CrO
3
·
2
CrO
1.
8·
10
1.
8·
10
2
12
CrO 9.
0·
10 M
4
4
La quantitat de precipitat formada es podria calcular per diferència de la
concentració de cromat inicial i la present en solució després de l’addició de l’ió
comú.
15.3. Efecte de la dilució en els equilibris iònics heterogenis.
Un dels factors que permet desplaçar els equilibris iònics heterogenis cap a la
dissolució del precipitat és l’augment de la quantitat de dissolvent.
L’addició d’una certa quantitat d’aigua a una dissolució aquosa d’una sal
insoluble produeix una disminució de la concentració dels ions dissolts. Si la
concentració dels ions disminueix, segons el principi de Le-Chatelier, l’equilibri
4
14
evoluciona dissolent precipitat per contrarestar l’efecte.
La quantitat de precipitat que es dissol és exactament igual a la que permet
recuperar les concentracions inicials dels ions abans d’afegir l’aigua. Això és
així perquè s’ha de complir sempre el valor del producte de solubilitat de la sal,
Kps. Aquest valor només canvia si es modifica la temperatura i no és el cas.
AmBn (s) m A n+ (aq) + n B m- (aq) n n
m m
a) L’addició d’aigua produeix [A n+ ] i [B m- ]
b) La reacció evoluciona per [A n+ ] i [B m- ] i complir amb Kps de nou
14
K
ps
A
B

Exemple 1. El sulfur de ferro, FeS és un compost molt poc soluble (Kps =
8.0·10 -19 a 25 ºC).
a) Quina concentració d’ions ferro i d’ions sulfur hi ha a l’equilibri?
b) Si la solució es dilueix a la meitat sense variar la temperatura, com
evolucionarà la reacció per assolir un nou equilibri? Per què?
a) El FeS es troba en equilibri amb els seus ions segons l’equació següent:
2 2
FeS (s) Fe (aq) S (aq)
Deduïm l’expressió que relaciona Kps amb la solubilitat i calculem la solubilitat:
FeS (s) Fe 2+ (aq) + S 2- (aq)
Concentració inicial c - -
Concentració que es dissol - s + s + s
Concentració en l’equilibri c - s S s
s
K
ps
K
ps
2
2
Fe S
8.
0·
10
19
s · s
s
8.
9·
10
El valor de la solubilitat és igual a la concentració d’ions ferro (II) i d’ions sulfur:
2
10
2 2
10
Fe S 8.
9 · 10 M
b) Si la solució es dilueix a la meitat afegint aigua, les concentracions de Fe 2+ i S 2-
es redueixen també a la meitat.
10
2 2
8.
9 · 10 M
10
Fe S
4.
45 · 10 M
La temperatura es manté constant, per tant el valor de Kps no varia.
2
Les noves concentracions no compleixen amb el valor de Kps com es pot veure
calculant Q, el producte de solubilitat en les condicions diluïdes:
Q
2
2
10
2
19
Fe S ( 4.
45 · 10 ) 1.
98 · 10
M

Com que Q < (Kps = 8.0·10 -19 ), el sistema evoluciona dissolent part del precipitat
per recuperar les concentracions inicials de Fe 2+ i S 2- en dissolució.
15.4. Efecte de l’addició d’àcids o bases en els equilibris iònics
heterogenis.
Quan algun dels ions que formen part d’un compost iònic insoluble té propietats
àcid-base, l’addició d’un àcid o d’una base ajuda a dissoldre tot o part del
precipitat.
El cas més típic és el dels carbonats insolubles, com per exemple el carbonat
de calci, CaCO3, que en presència de substàncies àcides es solubilitza.
L’equilibri iònic heterogeni del carbonat de calci és el següent:
CaCO3 (s) Ca 2+ (aq) + CO3 2- 2 2
(aq) Kps Ca CO
Quan s’addiciona un àcid qualsevol a aquest equilibri, els ions hidrogen (H + ) 14
reaccionen amb l’ió carbonat generant àcid carbònic, el qual és inestable i
descompon en CO2 (g) i aigua. El CO2 és un gas que s’escapa de la reacció.
CO3 2- (aq) + 2 H + (aq) H2CO3 (aq)
CO2 (g) + H2O (l)
Com que l’ió CO3 2- de l’equilibri del carbonat de calci es va consumint, la seva
concentració en dissolució disminueix. Per contrarestar l’efecte, segons el
principi de Le-Chatelier, l’equilibri evoluciona dissolent precipitat.
14 Els ions hidrogen també s’anomenen protons.
3

La Figura 15 mostra com, efectivament, la solubilitat del carbonat de calci
augmenta a mesura que augmenta la concentració d’ions H + a la solució, o el
que és el mateix, a mesura que disminueix el pH. 15
Solubilitat CaCO3 (M)
5
10 -1
4
10 -2
3
10 -3
2
10 -4
1
0
4 6 8 10 12 14
Figura 15. Efecte de l’addició d’un àcid en la solubilitat del carbonat de calci.
Un altre exemple típic són els hidròxids insoluble com el de Fe (III), Fe(OH)3.
Aquests hidròxids es dissolen en contacte amb substàncies àcides.
Concretament, l’ió hidroxil (OH - ) reacciona amb els ions hidrogen (H + ) de l’àcid
per generar aigua.
Fe(OH)3 (s) Fe 3+ (aq) + 3 OH - (aq) 3 3
Kps Fe OH
pH
3 H2O (l)
+ 3 H + (aq)
La desaparició de part dels ions OH - de la dissolució, fa disminuir-ne la
concentració i l’equilibri s’ha de desplaçar cap a la dissolució de Fe(OH)3 per
contrarestar l’efecte.
15 El pH es defineix com el –log [H + ]. Quan la [H + ] augmenta, el pH disminueix.

Pot semblar estrany, però alguns hidròxids insolubles com el d’alumini, Al(OH)3,
es dissolen augmentant la concentració de OH - , per tant afegint una base com
l’hidròxid de sodi, NaOH.
A concentracions baixes de OH - es genera el precipitat d’hidròxid d’alumini,
Al(OH)3, però si la concentració d’ions OH - augmenta de forma considerable es
genera un ió soluble anomenat ió aluminat, AlO2 - .
Al(OH)3 (s) + OH - AlO2 - (aq) + 2 H2O (l)
Exemple 1. El sulfur de ferro, FeS és un compost molt poc soluble (Kps =
8.0·10 -19 a 25 ºC). Quin efecte produirà a l’equilibri l’addició d’àcid
clorhídric?
El FeS es troba en equilibri amb els seus ions segons l’equació següent:
2 2
FeS (s) Fe (aq) S (aq)
L’ió sulfur té propietats àcid-base i reacciona amb els ions hidrogen de l’àcid
clorhídric generant l’àcid sulfhídric o sulfur d’hidrogen, H2S. Aquest compost és
un gas i abandona el recipient. Aquest fet encara ajuda més a desplaçar
l’equilibri de precipitació cap a la dreta, és a dir, cap a la dissolució de
precipitat.
2 2
FeS (s) Fe (aq) S (aq)
+ 2 H + (aq)
H2S (g)

Exemple 2. El carbonat de calci és un dels components principals
de moltes escultures i edificis. Per què creus que es necessari
protegir aquests monuments de la pluja àcida?
La pluja àcida és un tipus de pluja produïda per la contaminació de l’atmosfera
a causa de la pol·lució ocasionada al cremar els combustibles, per exemple en
els vehicles.
Aquesta pol·lució conté productes moleculars del sofre i del nitrogen, que es
combinen amb la humitat de l’atmosfera i formen àcids que cauen amb les
precipitacions (pluja, neu…) sobre l’escorça terrestre.
Un dels gasos que ho provoquen és el triòxid de sofre (SO3) que, combinat
amb l’aigua, forma àcid sulfúric (H2SO4). Un altre és el òxid nítric (NO3), que
una vegada es combina amb l’aigua es converteix en àcid nítric (HNO3). I per
últim apareix l’òxid nitrós (NO2) que en combinar-se amb l’aigua forma l’àcid
nitrós (HNO2).
Normalment la pluja presenta un pH de 5.6, però la plujà àcida presenta un pH
inferior a 5 i pot arribar fins a 3.
Quan els edificis es mullen, podem considerar que ens trobem davant
l’equilibri iònic heterogeni del carbonat de calci.
CaCO3 (s) Ca 2+ (aq) + CO3 2- 2 2
(aq) Kps Ca CO
Els ions carbonat reaccionen amb els ions hidrogen que transporta la pluja
àcida i es consumeixen segons:
CO3 2- (aq) + 2 H + (aq) H2CO3 (aq)
CO2 (g) + H2O (l)
La disminució de la concentració de l’ió CO3 2- desplaça l’equilibri cap a la
dissolució de precipitat. Per tant, la pluja àcida “es menja” les escultures i
edificis, fent necessària la seva protecció.
3

15.5. Efecte de la formació de compostos més insolubles en els
equilibris iònics heterogenis.
Si a una dissolució d’un compost poc soluble s’addiciona un altre ió amb el qual
algun dels ions inicials genera una combinació encara més insoluble, el primer
precipitat es dissol per formació del segon.
La simple comparació de la solubilitat o del producte de solubilitat entre les
dues sals insolubles permet deduir si el primer precipitat es dissoldrà o no.
Per exemple, si a una dissolució saturada de clorur de plata s’addiciona iodur
de sodi, es dissol part del precipitat de clorur de plata per formació del iodur de
plata. Això té lloc perquè el AgI és un compost més insoluble que el AgCl.
Kps (AgI) = 8.3·10 -17 Kps (AgCl) = 1.8·10 -10
La reacció que té lloc és la següent:
AgCl (s) + I - (aq) AgI (s) + Cl - (aq)
L’addició d’ions iodur, I - , segresta part dels ions plata per formació del AgI.
Segons el principi de Le-Chatelier, quan la concentració d’un dels ions en
l’equilibri del AgCl disminueix, el sistema evoluciona per generar-ne més, per
tant, dissolent precipitat de AgCl.
Exemple 1. Si vols dissoldre un precipitat de carbonat de calci, CaCO3,
indica quin d’aquests dos ions addicionaries a la dissolució saturada:
Cd 2+ o Ba 2+ ?
Dades: Kps (CdCO3) = 2.5·10 -14 ; Kps (BaCO3) = 5.0·10 -9 ;
Kps (CaCO3) = 4.5·10 -9

Per dissoldre un precipitat addicionant un ió no comú, cal que aquest ió formi
un compost bastant més insoluble amb un dels ions del precipitat.
L’ió Cd 2+ forma amb l’ió carbonat, CO3 2- , un compost amb Kps molt menor que
el CaCO3, per tant més insoluble.
En el cas del Ba 2+ , la seva combinació amb l’ió carbonat genera un compost
de solubilitat similar al carbonat de calci.
Així doncs, cal afegir ions Cd 2+ per dissoldre eficientment el precipitat de
CaCO3.
CaCO3 (s) + Cd 2+ (aq) CdCO3 (s) + Ca 2+ (aq)
15.6. Efecte de la participació en una reacció redox.
Quan algun dels ions que formen part d’un compost iònic insoluble té propietats
redox, l’addició d’un agent oxidant o d’un agent reductor pot dissoldre tot o part
del precipitat.
Per exemple, si s’addiciona àcid nítric (agent oxidant) a un precipitat de sulfur
de plom (II), PbS, els ions sulfur, S 2- , s’oxiden a ions sulfat, SO4 2- . Les
reaccions a considerar són les següents:
PbS (s) Pb 2+ (aq) + S 2- (aq)
+ HNO3 (aq) oxidant
SO4 2- (aq) + 8 NO2 (g) + 4 H2O (l)
Un altre exemple és la dissolució de precipitats de plata (AgCl, AgBr, AgI,
Ag2CrO4, etc...) mitjançant la reducció dels ions Ag + a Ag 0 . Un agent reductor
eficient en aquest cas és el zinc metàl·lic, Zn 0 .

Exemple 1. Raona, mitjançant el principi de Le-Chatelier, perquè té lloc
dissolució del precipitat quan s’afegeix àcid nítric a un precipitat de PbS.
L’àcid nítric oxida els ions sulfur a ions sulfat, per tant els fa desaparèixer de
l’equilibri iònic heterogeni del PbS. La disminució de la concentració de S 2- s’ha
de considerar com una pertorbació de l’equilibri.
Per contrarestar l’efecte produït, segons el principi de Le-Chatelier, l’equilibri
evoluciona per augmentar la concentració de S 2- , per tant dissolent precipitat.
PbS (s) Pb 2+ (aq) + S 2- (aq)
15.7. Efecte de la formació d’un complex.
+ HNO3 (aq) oxidant
SO4 2- (aq) + 8 NO2 (g) + 4 H2O (l)
Un complex és una substància molt estable formada per una sèrie de lligands
units a un àtom central. L’àtom central sol ser un catió d’un metall de transició
(Ag + , Au + , Cu + , Pt 2+ , etc...) i els lligands poden ser tan molècules neutres (H2O,
NH3, EDTA, etc...) com anions (CN - per exemple).
L’àcid etilendiaminotetraacètic és un lligand molt especial que interacciona amb
els ions per sis posicions, que corresponen als àcids carboxílics deprotonats i
als nitrògens (Figura 16). S’utilitza molt per segrestar cations metàl·lics i
eliminar-los de les dissolucions. Es sol abreujar la seva estructura així: EDTA o
Y 4- .

O
O
N
O O
O
N
O
O
O
Figura 16. Esquema del lligand EDTA lliure (esquerra) i formant un complex metàl·lic (dreta).
Alguns exemples són els següents:
[Ag(NH3)2] + : ió diamminaplata (I) i diamminaargent (I).
[Cu(NH3)4] 2+ : ió tetraamminacoure (II), color blau marí intens.
[Cd(CN)4] 2- : ió tetracianocadmi (II).
BaY 2- : complex EDTA-Ba 2+ .
Si un dels ions que formen una sal insoluble pot formar un complex, la sal es
dissoldrà per contrarestar la concentració desapareguda d’aquest ió. La raó es
troba en el principi de Le-Chatelier.
Per exemple, l’ió plata i l’ió clorur participen en l’equilibri iònic heterogeni del
clorur de plata (AgCl):
AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Kps = [Ag + ] [Cl - ] = 1.8 · 10 -10
Si a l’equilibri anterior s’addiciona amoníac, NH3, aquest reacciona amb l’ió
plata per formar el complex soluble [Ag(NH3)2] + .
AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq)
+ 2 NH3 (aq)
[Ag(NH3)2] + (aq)
N
O
N
O
O
M
O
O
O
O
O

Amb la formació del complex, la concentració d’ions Ag + disminueix en la
dissolució. Per mantenir el valor de Kps s’ha d’augmentar de nou aquesta
concentració a partir de dissoldre el precipitat de AgCl.
El procés es pot descriure així: a mesura que s’addiciona amoníac, es va
format el complex soluble i s’observa la dissolució del precipitat de AgCl (Figura
17).
NH3 Ag +
Figura 17. Dissolució d’un precipitat de AgCl per addició d’amoníac. Els cations plata són
atrapats en forma del complex [Ag(NH3)2] + . 16
Un altre exemple de dissolució de precipitats per formació de complexos es
mostra a continuació amb el sulfur de cadmi:
CdS (s) Cd 2+ (aq) + S 2- (aq)
+ 4 CN - (aq)
[Cd(CN)4] 2- (aq)
Un precipitat es dissol per formació d’un complex, sempre i quan el
complex sigui més estable que la substància precipitada. Per exemple,
l’amoníac, NH3, pot dissoldre un precipitat de AgCl, però no un de AgI.
16 Imatges dels tubs d’assaig extretes de http://www.public.asu.edu/~jpbirk/qual/qualanal/silver.html.
Cl -
H2O

Exemple 1. El sulfat de bari es pot dissoldre afegint EDTA. Explica
perquè i escriu les equacions corresponents a les reaccions
involucrades en el procés.
El sulfat de bari és un compost insoluble de fórmula BaSO4. El sòlid es troba
en equilibri amb els seus ions en solució. Un d’aquests ions és l’ió Ba 2+ , el qual
en presència del lligand EDTA, Y 4- , forma un complex:
La formació d’aquest complex de Ba-EDTA elimina ions Ba 2+ de l’equilibri,
forçant la reacció a evolucionar cap a la dreta (dissolució de precipitat) per
contrarestar l’efecte.
15.8. Efecte salí.
BaSO4 (s) Ba 2+ (aq) + SO4 2- (aq)
+ Y 4- (aq)
[BaY] 2- (aq)
L’addició a una dissolució d’un compost insoluble d’una altra sal que:
a) no doni cap ió comú.
b) no formi un compost més insoluble.
produeix un augment de la solubilitat del compost insoluble en estudi. Aquest
efecte s’anomena efecte salí i té la seva raó de ser en l’augment de la força
iònica de la dissolució i en el principi de Le-Chatelier.
Una explicació molt simple consisteix en dir que la càrrega dels nous ions
introduïts a la dissolució apantalla la càrrega dels ions del compost insoluble,
fent que la seva concentració efectiva en la dissolució disminueixi. 17 Si la
concentració efectiva disminueix, l’equilibri evoluciona dissolent precipitat per
tal d’augmentar-la.
17 Cal recordar que els ions de càrrega oposada s’atrauen.

L’efecte salí és més important com més elevades siguin les càrregues dels ions
addicionats.
Per exemple, la solubilitat del clorur de plata, AgCl, es pot augmentar si
s’addiciona a la dissolució nitrat de sodi, NaNO3. Ara bé, si es vol augmentar
encara més la seva solubilitat es pot addicionar sulfat de potassi, K2SO4, ja que
aquesta sal conté ions divalents en contraposició als ions monovalents del
NaNO3.
15.9. Activitats proposades del principi de Le-Chatelier en
equilibris de precipitació.
Activitats proposades:
1. Explica com podries dissoldre els següents precipitats: hidròxid de zinc,
sulfur de ferro (II), clorur d’argent i sulfat d’argent.
2. Explica què passa amb els precipitats següents en les condicions que es
detallen:
a) El clorur d’argent en afegir amoníac.
b) El cromat d’argent en afegir clorur d’argent. I en afegir amoníac?
c) El fosfat de calci en afegir àcid clorhídric.
d) El carbonat de magnesi en afegir clorur de magnesi.
e) El sulfur de calci en afegir àcid nítric.

3. Calcula la solubilitat del CaF2 en:
a) aigua pura.
b) una dissolució 0.1 M de CaCl2.
c) una dissolució 0.1 M de NaF.
Raona el resultat obtingut en cada apartat utilitzant el principi de Le-Chatelier.
Dada: Kps (CaF2) = 3.9·10 -11 .
4. Quina substància és més soluble en una dissolució 0.25 M de Cl - ,: el clorur
de plata o el clorur de plom (II)?.
Dades: Kps (AgCl) = 1.8·10 -10 ; Kps (PbCl2) = 1.7·10 -5 .
5. El clorur de magnesi és una sal soluble en aigua. Tanmateix, si es dissol en
aigua bàsica té lloc la formació d’un precipitat.
a) Quina és la naturalesa d’aquest precipitat? Justifica aquest fet.
b) Calcula el producte de solubilitat de l’espècie anterior, sabent que el
precipitat apareix quan es dissolen 1,553 g de clorur de magnesi en 375
mL d’aigua que té un pH de 9.
c) Indica dues formes diferents per dissoldre el precipitat format segons
el principi de Le-Chatelier.
6. S’ha addicionat massa cromat d’argent a 250 mL d’aigua, de tal manera que
s’ha obtingut una dissolució saturada que conté una mica de sòlid al fons. Per
realitzar una pràctica al laboratori necessitem tenir una dissolució saturada
sense precipitat. Alguna de les següents mesures funcionaria per aconseguir-

ho? Justifica la resposta en cada cas.
a) diluir.
b) addicionar cromat sòdic dissolt.
c) addicionar una dissolució d’àcid nítric.
d) addicionar una dissolució d’hidròxid de sodi.
e) addicionar amoníac.

16. Volumetries de precipitació i gravimetries.
16.1. Volumetries de precipitació.
Les reaccions de precipitació es poden utilitzar com a base de mètodes
volumètrics. En aquest cas es parla de volumetries de precipitació.
En una volumetria de precipitació es determina la concentració d’un ió en una
dissolució problema (analit) a partir d’addicionar un agent valorant, de
concentració coneguda, que dóna lloc a una reacció de precipitació amb
l’analit.
Una de les aplicacions més importants és la valoració de clorurs en aigües
naturals i de consum a partir del Mètode de Mohr. Les seves característiques
es resumeixen a continuació (Figura 18):
S’utilitza com a agent valorant una solució de concentració coneguda de
nitrat de plata, AgNO3. En presència de clorurs es forma un precipitat blanc
de clorur de plata, AgCl.
AgNO3 Ag + (aq) + NO3 - (aq)
+ Cl -
AgCl (s) Ag (aq) Cl (aq)
sòlid blanc
S’utilitza com a indicador del punt final de la volumetria unes gotes de
dissolució de cromat de potassi, K2CrO4. Quan s’ha consumit tot l’anió Cl - , la
primera gota de AgNO3 provoca la formació d’un precipitat de color vermell
de Ag2CrO4 que indica que s’ha completat la reacció (Figura 19).
Ag CrO (s) 2Ag (aq) CrO (aq)
2
2 4 4
sòlid vermell

La formació del precipitat de cromat de plata no té lloc fins que no s’ha
consumit el Cl - , ja que hi ha molt poca quantitat d’ions cromat en la solució
problema.
Figura 18. Volumetria pel mètode de Mohr. 18
Figura 19. La coloració vermella intensa del precipitat de Ag2CrO4 el fa ser un bon indicador del
punt final en volumetries de precipitació. 19
Aquest mètode de Mohr també es pot aplicar a la valoració d’ions Br - i CN - ,
però no a I - .
AgNO3 (aq)
18 Imatge extreta de http://www.panreac.com/new/esp/productos/practicas/practicas03.htm
19 Imatge extreta de http://benjamin-t.com/lab9/index.html
Bureta (AgNO3)
Erlenmeyer (Cl - + indicador)
K2CrO4 (aq)
Ag2CrO4 (s)

Exemple 1. S’ha realitzat la determinació de clorurs sobre una
dissolució problema pel mètode de Mohr. Si s’han consumit 25 mL de
dissolució 0.01 M de AgNO3 per valorar 50 mL d’aquesta dissolució,
quina és la concentració de clorurs en la mostra?
La reacció de valoració és la següent:
AgNO3 ( aq)
Cl ( aq)
AgCl ( s)
NO3
( aq)
Per calcular la concentració de clorurs utilitzem el volum d’agent valorant
consumit, l’estequiometria de la reacció i el volum de solució problema:
0.
01mols
AgNO 3 1mol
Cl
25 mLagent
valorant ·
·
1000 mLagent
valorant 1mol
AgNO
2.
5 ·
10
4
mols Cl
Dividint pel volum de la solució problema trobem la concentració de clorurs.
4
2.
5 · 10 mols Cl
3
Cl
5 · 10 M
50 · 10
La concentració de clorurs en la dissolució problema és de 5·10 -3 M.
Activitats proposades:
3
1. Per determinar clorurs en una mostra de 50 mL d’aigua s’ha utilitzat el
mètode de Mohr. Si la concentració de clorurs en la mostra problema és de
0.24 g/L, quin volum de AgNO3 0.02 M es consumirà en la valoració?
Explica com realitzaries la volumetria al laboratori i el que s’aniria observant
amb el progrés de l’addició de l’agent valorant.
2. Un alumne ha consumit 1.5 mL de AgNO3 0.001 M per valorar 25 mL d’una
dissolució aquosa de concentració 3·10 -5 M en clorurs. Ha realitzar
correctament la valoració al laboratori? Justifica la teva resposta.
L
3

16.2. Gravimetries.
La gravimetria és una tècnica analítica clàssica que es basa en la determinació
de la quantitat d’un analit (ió) en una mostra problema per pesada. Es fa ús de
les reaccions de precipitació.
L’anàlisi es realitza seguint els següents passos:
a) S’addiciona a la dissolució que conté l’analit un agent precipitant que formi
un compost de solubilitat molt baixa amb l’analit. Sempre s’utilitza un excés
d’agent precipitant per precipitar quantitativament l’analit.
b) Es separa el precipitat per filtració, generalment filtració al buit.
c) Es seca el precipitat filtrat a l’estufa, per eliminar les restes de dissolvent.
d) Es pesa el precipitat obtingut.
e) Es relaciona matemàticament la quantitat de precipitat obtinguda amb la
quantitat d’analit en la mostra problema.
Figura 20. En una gravimetria es precipita l’analit, es filtra, es seca i es pesa.
Exemple 1. 0.6025 g d’una mostra que conté clorurs es solubilitza en
aigua i s’analitza per gravimetria obtenint-se 0.7134 g de clorur de plata,
AgCl. Calcula el percentatge de clorurs en la mostra problema.

Si pensem que l’ió plata s’introdueix utilitzant AgNO3 com a agent valorant, la
reacció de valoració utilitzada per la gravimetria és la següent:
AgNO3 ( aq)
Cl ( aq)
AgCl ( s)
NO3
( aq)
Amb la massa molecular del AgCl (143.321 g/mol) i la dels ions Cl - (34.453
g/mol) calculem quants grams dels 0.7134 g corresponen als clorurs:
1mol
AgCl 1mol
Cl 35.
453 g Cl
0.
7134 g AgCl ·
·
·
143.
321g
AgCl 1mol
AgCl 1mol
Cl
0.
176 g
Cl
Aquests grams es troben en els 0.6025 grams de mostra problema, per tant el
percentatge de clorurs en la mostra és de:
0.
176 g Cl
% Cl
· 100
0.
6025 g mostra
29.
3
El 29.3 % de la mostra problema està composada per clorurs.
Activitats proposades:
1. Es dissolen en aigua 0.85 g d’una mostra impura de sulfat de potassi. Per
avaluar la seva puresa, s’hi addiciona un excés de BaCl2, es filtra el precipitat
format i s’asseca, obtenint-se 1.13 g de sòlid. Quin és el compost que
precipita? Calcula la puresa del sulfat de potassi inicial?
2. Una mostra només conté clorur de sodi i clorur de potassi. A 1.200 g
d’aquesta mostra dissolta en aigua s’addiciona un excés de nitrat d’argent per
precipitar quantitativament els clorurs. Si s’obtenen 2.836 g de precipitat,
calcula la quantitat de cada clorur present en la mostra.
3. Una mostra de 0.56 g d’una mescla de bromur de potassi i de bromur de
sodi es dissol en aigua. Es va afegint nitrat d’argent fins aconseguir la
%

precipitació quantitativa del bromur d’argent. El precipitat obtingut es filtra i es
seca, resultant en 0.970 g.
Calcula la quantitat de cada sal en la mescla inicial, en grams.

17. Importància de les reaccions de precipitació.
La formació de compostos iònics insolubles té una gran rellevància en la natura
i en la vida quotidiana.
El carbonat de calci, CaCO3, és sens dubte la sal insoluble per excel·lència
(Figura 21):
a) És molt abundant a la naturalesa, essent el component principal de grans
extensions rocoses arreu del món.
b) És també el constituent principal de les estructures de protecció i suport de
molts organismes. Per exemple, les conquilles o esquelets dels mol·luscs i dels
coralls estan formats per carbonat de calci, de la mateixa manera que les
closques dels ous.
c) És fonamental en la producció de vidre i ciment entre d’altres productes
industrials.
d) En medicina s’utilitza habitualment com a suplement de calci, com a antiàcid
i com a agent absorbent.
e) És la causa principal de la duresa de l’aigua.
S’anomena duresa a la concentració d’ions calci i magnesi en forma de
carbonats o de sulfats. Les aigües dures no dissolen bé els sabons i donen
problemes d’obstrucció en calderes, escalfadors, tubs de calefacció, planxes,
etc...
L’aigua sol contenir ions bicarbonat, HCO3 - , com a conseqüència de la
dissolució del CO2 atmosfèric. En escalfar l’aigua la solubilitat del CO2 es
redueix i s’escapa transformant els ions bicarbonat en carbonat, CO3 2- . Els
ions carbonat precipiten en presència d’ions Ca 2+ .
2 HCO (aq) CO (aq) CO (g) H O (l)
2
3 3 2 2
Ca (aq)
CO (aq) CaCO (s)
2 2
3 3

La duresa de l’aigua es pot eliminar mitjançant l’ús de resines de bescanvi
iònic com les zeolites de sodi. Aquestes resines substitueixen els ions sodi
que contenen pels ions calci de l’aigua, que hi queden atrapats. Els ions sodi
que passen a l’aigua degut al bescanvi no generen compostos insolubles i
l’aigua deixa de ser dura.
f) És el responsable de la formació d’estalactites i estalagmites.
Les estalactites són formacions geològiques que baixen del sostre, mentre
que les estalagmites creixen des del terra. Ambdues formacions de gran
bellesa estan relacionades amb la precipitació del calci de les aigües dures.
Apareixen en coves situades per sota de terrenys calcaris que entren en
contacte amb el CO2 atmosfèric quan l’aigua de la pluja es filtra. El CO2
dissolt a l’aigua genera àcid carbònic (H2CO3) que reacciona amb el carbonat
de calci del terreny dissolent-lo en forma de bicarbonat de calci.
CaCO 3 (s) CO 2 (g) H2O (l) Ca(HCO 3) 2 (aq)
L’aigua amb bicarbonat càlcic dissolt segueix filtrant per les esquerdes de les
roques i s’escola cap al sostre de la cova. A mesura que circula es va
evaporant lentament alliberant part del CO2 i formant carbonat de calci sòlid
que precipita en forma d’estalactita. Algunes gotes arriben al terra de la cova,
on es repeteix el procés, generant les estalagmites.
Si es donen les condicions adequades, les dues formacions poden trobar-se i
formar columnes espectaculars com en les Coves del Drac, a l’illa de
Mallorca.
A banda del carbonat de calci, també el fosfat de calci, Ca3(PO4)2, és important
en la nostra vida, ja que és el constituent dels ossos i de les dents (Figura 22).

Figura 21. La conquilla dels mol·luscs, els edificis, la calç precipitada en una resistència o les
estalactites i estalagmites de les Coves del Drac de Mallorca, són exemples de formacions
causades pel carbonat de calci.
Figura 22. Els ossos i les dents estan formats per fosfat de calci.

Exemple 1. Explica mitjançant el teu coneixement sobre desplaçament
dels equilibris, la precipitació de carbonat de calci en la formació de les
estalactites i les estalagmites.
Tingues present que la dissolució del carbonat de calci de les roques
degut al CO2 atmosfèric té lloc segons l’equilibri següent:
CaCO 3 (s) CO 2 (g) H2O (l) Ca(HCO 3) 2 (aq)
Quan l’aigua acidificada per dissolució del CO2 atmosfèric circula per les
escletxes de les roques, dissol carbonat de calci en forma de bicarbonat. Quan
aquesta aigua es va evaporant lentament, s’allibera part del CO2. Segons el
principi de Le-Chatelier, l’equilibri anterior es desplaça cap a l’esquerra per
contrarestar la pèrdua de CO2. Així, precipita carbonat de calci sòlid que forma
les estalactites al sostre i les estalagmites al terra de les coves calcàries.
CaCO 3 (s) CO 2 (g) H2O (l) Ca(HCO 3) 2 (aq)
Activitats proposades:
1. Argumenta la següent afirmació:
“Els edificis romanen intactes sota la pluja excepte quan aquesta és pluja
àcida.”
Escriu l’equació dels equilibris involucrats.
2. Busca informació sobre altres compostos insolubles amb aplicació important
en la societat actual.