Los equilibrios de precipitación son los únicos equilibrios iónicos heterogéneos. Se establecen entre una sustancia sólida y una solución.
Son, por ejemplo, sales insolubles:
$\ce{Cl-}$ de $\ce{Ag+}\mspace{-1mu}$, $\ce{Hg2^2+}\mspace{-1mu}$, $\ce{Pb^2+}\mspace{-1mu}$
$\ce{SO4^2-}\mspace{-1mu}$ de $\ce{Pb^2+}\mspace{-1mu}$, $\ce{Sr^2+}\mspace{-1mu}$, $\ce{Ba^2+}\mspace{-1mu}$, $\ce{Ca^2+}\mspace{-1mu}$
$\ce{OH-}\mspace{-1mu}$, salvo los alcalinos y el $\ce{Ba^2+}$
$\ce{S^2-}\mspace{-1mu}$, $\ce{CO3^2-}\mspace{-1mu}$, $\ce{PO4^3-}\mspace{-1mu}$, salvo los alcalinos y el $\ce{NH4^+}\mspace{-1mu}$
En cuanto a nivel de concentración, pueden distinguirse distintos tipos de disoluciones:
- Disolución diluida: Concentración de soluto es pequeña.
- Disolución concentrada: La concentración, la cantidad, de soluto es muy alta.
- Disolución saturada: Ya no admite más soluto.
- Disolución sobresaturada: Tiene más soluto del que puede admitir.
Aquí se va a trabajar con disoluciones saturadas, se ha alcanzado el equilibrio, pero con muy poca concentración del soluto, dada la insolubilidad.
$ \Newextarrow{\xleftharpoondown}{20,20}{0x21BD} \ce{AgCl v \! $\stackrel{\rightharpoonup}{\Rule{0pt}{0.25em}{0pt} \smash{\xleftharpoondown[]{}}}$ Ag+ \! + Cl-} $