Reacciones de precipitación

Química

Conceptos clave

Una reacción de precipitación ocurre cuando dos disoluciones iónicas forman un compuesto insoluble (el precipitado, marcado con $\downarrow$ o estado $(s)$ ).
Para predecir el precipitado: intercambia los iones y aplica las reglas de solubilidad.
Ecuación iónica neta: elimina los iones espectadores (los que aparecen iguales y disueltos a ambos lados) — muestra solo los iones que forman el sólido.
La masa de precipitado se calcula con $n = c \times V$ (en $\text{dm}^3$ ) y la razón estequiométrica de la ecuación neta.
Los precipitados tienen colores característicos útiles para identificar iones.

Nitratos ( $\text{NO}_3^-$ ) y sales de Grupo 1 y amonio ( $\text{Na}^+$ , $\text{K}^+$ , $\text{NH}_4^+$ ): siempre solubles, sin excepciones.
Haluros ( $\text{Cl}^-$ , $\text{Br}^-$ , $\text{I}^-$ ): solubles, excepto $\text{AgCl}$ , $\text{AgBr}$ , $\text{AgI}$ , $\text{PbCl}_2$ , $\text{PbI}_2$ .
Sulfatos ( $\text{SO}_4^{2-}$ ): solubles, excepto $\text{BaSO}_4$ , $\text{PbSO}_4$ , $\text{CaSO}_4$ (poco soluble).
Carbonatos ( $\text{CO}_3^{2-}$ ): Grupo 1 y amonio solubles; los demás insolubles ( $\text{CaCO}_3$ , $\text{BaCO}_3$ …).
Hidróxidos ( $\text{OH}^-$ ): Grupo 1 y $\text{Ba(OH)}_2$ solubles; los demás insolubles ( $\text{Fe(OH)}_3$ , $\text{Cu(OH)}_2$ …).

Con $\text{AgNO}_3$ : $\text{AgCl}$ blanco · $\text{AgBr}$ crema · $\text{AgI}$ amarillo.
Hidróxidos de metales de transición: $\text{Cu(OH)}_2$ azul · $\text{Fe(OH)}_2$ verde · $\text{Fe(OH)}_3$ marrón.
Sulfato de bario $\text{BaSO}_4$ y carbonatos: blancos.

Problema: Se mezclan $30{,}0\ \text{cm}^3$ de $\text{AgNO}_3$ $0{,}100\ \text{mol dm}^{-3}$ con $20{,}0\ \text{cm}^3$ de $\text{NaCl}$ $0{,}100\ \text{mol dm}^{-3}$ . Calcula la masa de $\text{AgCl}$ que precipita. ( $M(\text{AgCl}) = 143{,}3\ \text{g mol}^{-1}$ .)
Ecuación iónica neta: $\text{Ag}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s)$ .
$n(\text{Ag}^+) = 0{,}100 \times 0{,}0300 = 3{,}00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ .
$n(\text{Cl}^-) = 0{,}100 \times 0{,}0200 = 2{,}00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ → limitante (menor, razón $1:1$ ).
$m(\text{AgCl}) = 2{,}00 \times 10^{-3} \times 143{,}3 = 0{,}287\ \text{g}$ .

Error frecuente: dar como precipitado un nitrato o una sal de Grupo 1 — son siempre solubles y nunca precipitan.
Error frecuente: dejar el volumen en $\text{cm}^3$ al calcular $n = cV$ . Siempre dividir entre 1000 primero.
Al escribir la ecuación iónica completa, el sólido $(s)$ se deja entero — nunca se separa en iones aunque sea iónico.
Los iones espectadores se identifican comparando ión a ión (con carga y estado) en ambos lados de la ecuación iónica completa.
Si hay reactivo limitante, la masa de precipitado se calcula solo desde el limitante.

Conceptos clave

Una reacción de precipitación ocurre cuando dos disoluciones iónicas forman un compuesto insoluble (el precipitado, marcado con $\downarrow$ o estado $(s)$ ).
Para predecir el precipitado: intercambia los iones y aplica las reglas de solubilidad.
Ecuación iónica neta: elimina los iones espectadores (los que aparecen iguales y disueltos a ambos lados) — muestra solo los iones que forman el sólido.
La masa de precipitado se calcula con $n = c \times V$ (en $\text{dm}^3$ ) y la razón estequiométrica de la ecuación neta.
Los precipitados tienen colores característicos útiles para identificar iones.

Reglas de solubilidad (tabla mínima SL)

Nitratos ( $\text{NO}_3^-$ ) y sales de Grupo 1 y amonio ( $\text{Na}^+$ , $\text{K}^+$ , $\text{NH}_4^+$ ): siempre solubles, sin excepciones.
Haluros ( $\text{Cl}^-$ , $\text{Br}^-$ , $\text{I}^-$ ): solubles, excepto $\text{AgCl}$ , $\text{AgBr}$ , $\text{AgI}$ , $\text{PbCl}_2$ , $\text{PbI}_2$ .
Sulfatos ( $\text{SO}_4^{2-}$ ): solubles, excepto $\text{BaSO}_4$ , $\text{PbSO}_4$ , $\text{CaSO}_4$ (poco soluble).
Carbonatos ( $\text{CO}_3^{2-}$ ): Grupo 1 y amonio solubles; los demás insolubles ( $\text{CaCO}_3$ , $\text{BaCO}_3$ …).
Hidróxidos ( $\text{OH}^-$ ): Grupo 1 y $\text{Ba(OH)}_2$ solubles; los demás insolubles ( $\text{Fe(OH)}_3$ , $\text{Cu(OH)}_2$ …).

Colores de precipitados clave

Con $\text{AgNO}_3$ : $\text{AgCl}$ blanco · $\text{AgBr}$ crema · $\text{AgI}$ amarillo.
Hidróxidos de metales de transición: $\text{Cu(OH)}_2$ azul · $\text{Fe(OH)}_2$ verde · $\text{Fe(OH)}_3$ marrón.
Sulfato de bario $\text{BaSO}_4$ y carbonatos: blancos.

Ejemplo resuelto

Problema: Se mezclan $30{,}0\ \text{cm}^3$ de $\text{AgNO}_3$ $0{,}100\ \text{mol dm}^{-3}$ con $20{,}0\ \text{cm}^3$ de $\text{NaCl}$ $0{,}100\ \text{mol dm}^{-3}$ . Calcula la masa de $\text{AgCl}$ que precipita. ( $M(\text{AgCl}) = 143{,}3\ \text{g mol}^{-1}$ .)
Ecuación iónica neta: $\text{Ag}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s)$ .
$n(\text{Ag}^+) = 0{,}100 \times 0{,}0300 = 3{,}00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ .
$n(\text{Cl}^-) = 0{,}100 \times 0{,}0200 = 2{,}00 \times 10^{-3}\ \text{mol}$ → limitante (menor, razón $1:1$ ).
$m(\text{AgCl}) = 2{,}00 \times 10^{-3} \times 143{,}3 = 0{,}287\ \text{g}$ .

En el examen IB

Error frecuente: dar como precipitado un nitrato o una sal de Grupo 1 — son siempre solubles y nunca precipitan.
Error frecuente: dejar el volumen en $\text{cm}^3$ al calcular $n = cV$ . Siempre dividir entre 1000 primero.
Al escribir la ecuación iónica completa, el sólido $(s)$ se deja entero — nunca se separa en iones aunque sea iónico.
Los iones espectadores se identifican comparando ión a ión (con carga y estado) en ambos lados de la ecuación iónica completa.
Si hay reactivo limitante, la masa de precipitado se calcula solo desde el limitante.