Tema: Equilibrios de solubilidad. Nivel 2º Bachillerato

1. Equilibrios de solubilidad
Conceptos básicos
Definición de solubilidad y unidades
A efectos prácticos, es la capacidad que tienen determinadas sustancias para
disolverse en agua o en otros disolventes.
Solubilidad de un soluto en un disolvente es la cantidad máxima de soluto que se
puede disolver en un disolvente a una temperatura determinada. Coincide en valor
numérico con la concentración de un disolución saturada.
Las unidades en las que puede venir expresada son: mol/L, g/L o en g/100g de
agua, principalmente. Pueden ser por litro de disolvente o de disolución Tiene las
mismas unidades que la concentración pero su significado es diferente.
Por ejemplo:
Una disolución cuya concentración es de 14g/L significa que hay 14 g de soluto en 1
litro de disolución.

2. Un compuesto iónico cuya solubilidad a una temperatura dada es 14 g/L significa
que, a dicha temperatura, se puede disolver, cómo máximo, 14 g del compuesto en
un litro de agua.
Clasificación de las disoluciones
Según la cantidad de soluto que tienen se pueden clasificar en:
a) Diluida: cuando tienen muy poco soluto, con respecto a lo que puede admitir
el disolvente.
b) Concentrada: tiene mucho soluto, pero sin llegar al máximo que puede
admitir.
c) Saturada: tiene la máxima cantidad de soluto que puede admitir el
disolvente a una determinada temperatura (esta máxima cantidad recibe el
nombre de solubilidad y se representa con una “s”.)
d) Sobresaturada: tiene más cantidad de soluto del que puede admitir a una
determinada temperatura. Es una disolución inestable que enseguida
precipita (cristaliza) el soluto que está en exceso y se va al fondo del
recipiente convirtiéndose en saturada.
Factores que influyen en la solubilidad
No es fácil predecir el valor de la solubilidad de los compuestos iónicos en agua,
principalmente. Las sales son compuestos iónicos, a pesar de lo cual muchas de
ellas no son solubles en agua. Hay varios factores termodinámicos que influyen en
la solubilidad, entre los cuales se encuentra la energía de red, que es en el factor
que nos centraremos.
La energía de red dependía de la carga de los iones y del tamaño. La energía de red
es mayor en valor absoluto al aumentar las cargas de los iones y al disminuir su
tamaño.
Sabemos que para que un compuesto iónico se disuelva, se tiene que romper la red
cristalina. Cuando una sal no se disuelve (o se disuelve muy poco) en un disolvente,
genera lo que llamamos un precipitado.
De forma general, los compuestos cuya energía de red es baja en valor
absoluto son más solubles. Podemos decir que la solubilidad es mayor:
 Si los iones no tienen carga elevada. A mayor carga, mayor atracción y, por
consiguiente, más dificultad para romper la red cristalina. Mayor valor absoluto de
esta energía.
 Si los iones no son muy pequeños. Iones pequeños hacen que la distancia entre
cargas sea menor y esto condiciona (ley de Coulomb) que la fuerza de atracción sea
mayor.

3. Producto de solubilidad
El concepto lo vemos en reacciones de precipitación de sustancias poco solubles, es
decir, al echarlas en una cierta cantidad de agua, una parte se va ir al fondo del
recipiente sin disolver mientras que el resto se disuelve. La parte que se ha
disuelto forma una disolución saturada.
Si vemos el ejemplo de un electrolito fuerte como el BaSO4, estará totalmente
disociado en el siguiente equilibrio: BaSO4 (s) ↔ Ba2+
(ac) + SO4
2-
(ac)
Partiendo de la expresión de la constante de equilibrio y teniendo en cuenta que la
concentración de sólido es constante, se define el producto de solubilidad o
constante del producto de solubilidad, Ks o también Kps.
Ks = (Ba2+
) .
(SO4
2-
)
De forma general, el producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las
concentraciones molares de sus iones en la disolución saturada, elevada cada una
de ellas a un exponente igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación del
equilibrio de disolución.
En general, para una sal, se tiene:

4. Ejemplos:

5. Para poder saber si el sistema está en equilibrio o no, comparamos el producto de
solubilidad con el producto iónico, Q.
El producto iónico, Q, es el producto de las concentraciones molares de los iones
presentes en una disolución, elevada cada una de ellas a un exponente igual a su
coeficiente estequiométrico.
Si Q es menor que Ks – La disolución está insaturada y puede disolverse más sólido.
El equilibrio está desplazado hacia la derecha.
Si Q es igual que Ks. La disolución está saturada. El sistema está en equilibrio.
Si Q es mayor que Ks – Se produce la precipitación del exceso de concentración de
los iones hasta que se igualen Q y Ks. El equilibrio está desplazado hacia la
izquierda.

6. Solubilidad molar
La solubilidad molar de un compuesto es el nº de moles de dicho compuesto
disueltos en un litro de disolución. Se suele representar con una S. La unidad es el
mol/L.
A partir de ella se puede calcular el producto de solubilidad, y al revés, a partir del
producto de solubilidad se puede calcular la solubilidad, en la unidad que sea.

7. Cálculo de Ks a partir de la solubilidad
Suponemos un equilibrio de solubilidad en el cual conocemos la solubilidad, del
compuesto en mol/L. En el ejemplo inferior, vemos que en el equilibrio, la
concentración de los iones de la disolución saturada es la solubilidad molar,S.
La estequiometría es 1:1, por lo que la S no va multiplicada por dicho coeficiente.
Escribimos la expresión general del producto de solubilidad y sustituimos el valor
de S. Así se halla el producto de solubilidad.
Si lo que conozco es el producto de solubilidad, hago lo mismo pero, al final,
despejo la solubilidad..
Ks= (A+
) (B-
) = S . S = S2

8. En el caso de que la estequiometría fuese diferente, la solubilidad, en el equilibrio,
tiene que ir multiplicada por dicho coeficiente estequiométrico:
De forma genérica, los pasos a seguir son:
a) Escribir el equilibrio de solubilidad. Si la solubilidad viene dada en g/L hay que
hacer cambio de unidades a mol/L.
b) Plantear las concentraciones en el inicio y equilibrio.
c) Escribir la fórmula del producto de solubilidad para dicha reacción.
d) Sustituir datos y calcular.
a) Empezamos escribiendo la reacción:
AaBb(s) a A
b+
(aq) + b B
a−
(aq)

9. b) Planteamos la tabla en mol/L:
c) Expresión de Ks:
d) Sustituimos datos y calculamos lo que nos pidan.
Cálculo de la solubilidad a partir de Ks
En el caso de que lo que tenga que hallar sea la solubilidad, los pasos son similares,
pero al final, tengo que despejar la solubilidad. Tener en cuenta que en la expresión
de Ks la solubilidad viene dada en mol/L.
Ejemplos:
1. La solubilidad del oxalato de calcio (CaC2O4) a cierta temperatura es 6,1·10–3
g. L–1
de disolución. ¿Cuál es su Ks a esa temperatura?
Resolución:
Escribimos el equilibrio de solubilidad y la expresión del producto de solubilidad:
Sustituimos en la reacción:
S S
; mol2
/L2

10. 2. El Ks del CaF2 a 25 ºC es 4 ·10–11
. ¿Cuál es su solubilidad en g · L–1
de disolución a
esa temperatura?
Resolución:
Escribimos el equilibrio de solubilidad y la expresión del producto de solubilidad:
S 2S
De acuerdo con la expresión del equilibrio, cada mol de sustancia producirá 1 mol
del catión y 2 moles del anión. Sustituimos en la expresión del producto de
solubilidad:
Calculamos la solubilidad molar, S:
Hago el cambio de unidades a g/L:
S= 0,0168 g/L
Reacciones de precipitación
Hasta ahora, de lo que se ha hablado es de un compuesto sólido (electrolito fuerte)
al cual se le añade un disolvente, principalmente agua, que se disuelve en mayor o
menor medida.
Ahora, hablamos de dos disoluciones acuosas determinadas que se mezclan. Las
reacciones de precipitación son aquellas en las que al mezclar, en general, dos
sustancias iónicas en medio acuoso (electrolito fuerte), se forma un producto
insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la
disolución. En las reacciones de precipitación, por lo general, participan compuestos
iónicos. La flecha hacia abajo, en la reacción, indica la sustancia que precipita.
Ver la siguiente práctica de laboratorio sobre reacciones de precipitación:
https://vecinadelpicasso.wordpress.com/2014/11/17/reacciones-de-precipitacion-en-el-
laboratorio/
Si mezclamos una dn de nitrato de plomo (II) y otra de yoduro de potasio, siendo
ambos electrolitos fuertes que, por lo tanto, están totalmente disociados en sus
iones, obtenemos la siguiente ecuación molecular:

11. Pb(NO3)2 (ac) + 2 KI(ac) ↔ PbI2 (s) ↓+ 2 KNO3(ac)
El precipitado es el yoduro de plomo (II), y está formado por un ión de cada uno de
los reactivos.
Si de la ecuación molecular quiero pasar a la ecuación iónica, tengo que disociar
todos los compuestos electrolitos fuertes en sus iones. Tendríamos:
Pb2+
(ac) + 2 NO3
-
(ac) + 2 K+
(ac) + 2 I-
(ac) ↔ PbI2 (s) ↓+ 2 K+
(ac) + 2 NO3
-
(ac)
Pero la ecuación que realmente nos interesa a la hora de realizar los problemas es
la ecuación iónica neta, que se obtiene a partir de la anterior eliminando los iones
que aparecen en los dos miembros de la ecuación anterior:
Pb2+
(ac) + 2 I-
(ac) ↔ PbI2 (s) ↓
Esto quiere decir que siempre que tengamos estos iones, independientemente de
qué sal provengan, podrán formar un precipitado de yoduro de plomo (II).
Factores que afectan a la precipitación
a) Factores que afectan a la constante del producto de solubilidad. Igual que otras
constantes de equilibrio, ésta se ve afectada por la temperatura.
b) Factores que afectan al equilibrio.
b1) Efecto del ión común.
La solubilidad de una sustancia se puede ver modificada si el medio en donde
queremos disolverla contiene un ion común a alguno de los que la forman.
Por efecto del ión común, añadir una sal soluble que contenga uno de
los iones de la sal insoluble, desplazará el equilibrio hacia la izquierda disminuyendo
la solubilidad de ésta.
Si en una disolución que contiene AgNO3 tratamos de disolver AgCl, la solubilidad
de éste último se verá alterada pues en el medio de disolución ya se hallaban iones
Ag+ procedentes del AgNO3. El ion Ag+ es un ion común a los dos compuestos.

12. Problema resuelto:
1. Calcular la solubilidad del yoduro de plomo (II): a) en agua y b) en una
disolución 0,05 M de yoduro de sodio. Dato: Ks = 1,4 . 10-8
para el yoduro de
plomo (II).
a) En agua. El equilibrio de solubilidad para el PbI2 es:
PbI2 (s) ↔ Pb2+
(ac) + 2 I-
(ac)
y su Ks = [Pb2+
].[ I -
]2
Por cada mol de PbI2 (s) que se disuelve se producen 1 mol de iones Pb2+
y 2 mol de
iones I-
. Si llamamos s a la solubilidad molar del compuesto:
Sustituyendo en la expresión de su producto de solubilidad:
Ks = [Pb2+
].[ I -
]2
= (S).(2S)2
= 4 S3
= 1,4. 10-8
→ Despejando la solubilidad y
operando:
S= 1,62 . 10-3
mol/L
b) En una disolución 0,05 M de NaI. El NaI se encuentra totalmente disociado; por
cada mol/L de NaI se producirán 1 mol/L de Na+
y 1 mol/L de I-
. El NaI es un
electrolito fuerte y su disociación es completa:
NaI (aq) → Na+ (aq) + I-
(aq) → [Na+] = [I-
] = 0,05 M
Por efecto del ión común, I-
, sobre el equilibrio del PbI2, aumentará la
concentración de iones I-
y disminuirá la de iones Pb2+
, para que Ks no varíe. Según
el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda,
disminuyendo la solubilidad del yoduro de plomo (II).
Esto significa que la [Pb2+
] sigue siendo S, pero la del [I-
] será la que tenía antes
proveniente del yoduro de plomo (II) más la que le proporciona el yoduro de sodio:

13. Sustituyendo en la expresión de Ks:
Ks = [Pb2+
].[ I -
]2
= (S).(2S + 0,05)2
= 1,4. 10-8
Podemos hacer la simplificación siguiente:
[ I -
] = (2S + 0,05) ≈ 0,05 M
Y despejando la solubilidad: S = 1,4. 10-8
/ 0,052
= 5,6 . 10-6
M
Vemos que la solubilidad es menor que en el apartado a) debido a la presencia en la
disolución inicial de iones I -
, y como consecuencia la solubilidad del compuesto
disminuirá.
b2) Desplazamientos del equilibrio de solubilidad.
Para sales sólidas, un aumento de la temperatura, en general, supone una mayor
solubilidad, es decir, que un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio
hacia la derecha. Una disminución de la temperatura, desplazará el equilibrio hacia
la izquierda.
Para aumentar la solubilidad de una determinada sal (disolución de precipitados),
debemos añadir al medio una sustancia que retire iones, de manera que el equilibrio
se desplace hacia la derecha. Esto se consigue de varias formas, pero nosotros sólo
estudiamos el caso de la “formación de electrolitos débiles”. Esto se consigue
mediante la adición de sustancias, que pueden ser:
a) Adición de un ácido fuerte.
Si disminuimos la concentración de alguno de los iones del compuesto, éste
aumentará su solubilidad; de acuerdo con el principio de Le Chatelier el equilibrio
de solubilidad tratará de compensar esa disminución provocando que el compuesto
se disuelva más, es decir, se desplazará hacia la derecha.
Por ejemplo:
Tenemos una disolución saturada de Mg(OH)2, y le añadimos un ácido fuerte como
el HCl .
El equilibrio de solubilidad del hidróxido de magnesio es :
Mg(OH)2 (s) ↔ Mg2+
(aq) + 2 OH-
(aq)
Si añadimos HCl, los H3O+
, que provienen de su ionización, reaccionarán con los
iones OH-
del hidróxido formando agua:
HCl + H2O → Cl -
+ H3O+
⇒ H3O+
+ OH-
→ 2 H2O
Esto provocará que el anterior equilibrio de solubilidad, por el principio de Le
Chatelier, se desplace “hacia la derecha”, es decir aumente la cantidad de
hidróxido de magnesio disuelto.
En el caso de que aumentásemos el pH de la disolución (pH>7) el equilibrio de
solubilidad se desplazaría en sentido contrario, “hacia la izquierda”, disminuyendo
la solubilidad del hidróxido.
La solubilidad de un hidróxido poco soluble aumenta cuando disminuye el pH.

14. Lo mismo ocurriría si en vez de añadir el ácido fuerte a una base fuerte, lo
añadiéramos a una sal proveniente de un ácido débil como el fluoruro de calcio.
La solubilidad de una sal de ácido débil aumenta también cuando disminuye el pH.
Por una parte deberemos considerar el equilibrio de solubilidad de la sal, que es:
CaF2 (s) ↔ Ca2+
(aq) + 2 F-
(aq) (equilibrio de solubilidad)
y por otro lado, como el ion fluoruro proviene del HF, que es un ácido débil
sufrirá hidrólisis, por lo que deberemos tener en cuenta también el equilibrio:
F-
(aq) + H2O (l) ↔ HF (aq) + OH-
(aq) (hidrólisis)
Al añadir un ácido, los iones OH-
se combinan con los H+ para formar agua, haciendo
que el equilibrio de hidrólisis se desplace “hacia la derecha”, provocando una
disminución de iones fluoruro. Como consecuencia, el equilibrio de solubilidad
también se desplazará “hacia la derecha” incrementándose la solubilidad del CaF2.
La solubilidad de una sal de ácido débil aumenta cuando disminuye el pH.
b) Adición de una sal amónica.
En este caso también se disuelve los hidróxidos insolubles, ya que el ión
amonio se combina con los iones OH-
de la disolución para formar
electrolitos débiles como el amoniaco y el agua.
La solubilidad de un hidróxido poco soluble aumenta con la adición de una sal
amónica.
Problemas y cuestiones resueltos
1. Cómo se modificará la solubilidad del carbonato de calcio (sólido blanco
insoluble (CaCO3)) si a una disolución saturada de esta sal se le adiciona:
a) Carbonato de sodio (Na2CO3).
b) CaCO3.
c) Cloruro de calcio.
Solución
El carbonato de calcio es un sólido iónico muy poco soluble en agua que
estará en equilibrio con los iones procedentes de una pequeña fracción de la sal
que se ha disuelto:
CaCO3 (s) ↔ CaCO3 (dis) → Ca2+ (dis) + CO3
2-
(dis)
S s s
a) Disminuyendo. El carbonato de sodio es soluble en agua y, al añadirlo a la
disolución, este se disuelve y se disocia completamente en sus iones, según:
Na2CO3 (s) → 2 Na+ (dis) + CO3
2-
(dis)

15. Esto hace que la concentración de iones carbonato en la disolución
aumente, provocando que el equilibrio de solubilidad del carbonado de calcio
se desplace hacia la izquierda, de acuerdo con el Principio de Le Chatelier, y,
en consecuencia, disminuyendo la solubilidad.
b) Permanece inalterable. Puesto que el carbonato de calcio es un sólido
insoluble que se adiciona a una disolución saturada de sus iones, no afecta a
la solubilidad del carbonato de calcio.
c) Disminuyendo. El efecto del cloruro de calcio es análogo al que realiza el
carbonato de sodio, siendo en este caso el ion calcio el que provoca el efecto
de ion común y desplaza el equilibrio hacia la izquierda.
2. Indique si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El desplazamiento de un equilibrio de solubilidad de un compuesto insoluble hacia
la solubilización del precipitado puede hacerse retirando uno de los iones que
forman la sal insoluble.
b) Si a un equilibrio de solubilidad de un sólido insoluble se le añade más sólido
insoluble, el equilibrio no se desplaza hacia ningún lado.
c) La molaridad de una disolución saturada de una sal insoluble es su solubilidad.
Solución
a) Verdadero.
b) Verdadero.
c) Verdadero.
3. Indique, razonadamente, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a)
Se puede aumentar la solubilidad del AgCl añadiendo HCl a la disolución. b) El
producto de solubilidad de una sal es independiente de la concentración inicial de la
sal que se disuelve. c) La solubilidad de una sal tiene un valor único.
Solución
a) Falsa. El equilibrio de solubilidad es: AgCl (s)→ Ag+
(ac) + Cl-
(ac)
Al añadir HCl, estamos añadiendo Cl-
, por lo que el equilibrio, según el principio
de Le Chatelier, se desplaza a la izquierda para compensar el aumento de la
concentración del ión añadido, con lo cual disminuye la solubilidad.
b) Verdadera. Sólo depende de las concentraciones de los iones y no de la sal.
Ks = (Ag+
) (Cl-
)
c) Falsa. La solubilidad depende de la temperatura y, en general, la solubilidad
aumenta al aumentar la temperatura.
4. Los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata en agua
son, respectivamente, 1’6·10-11
y 1’8·10-18
. Razone: a) ¿Qué sal será más soluble en

16. agua? b) ¿Cómo se modificará la solubilidad de ambas sales, si se añade a cada una
de ellas nitrato de plata?
Solución
Por tanto el fosfato de plata es más soluble.
b) Al adicionar un ion común, Ag+ , la solubilidad de ambas sales disminuye ya que el
equilibrio se desplaza, según el principio de Le Chatelier, hacia la izquierda (es
decir, hacia la formación de más compuesto insoluble).
5. Basándose en las reacciones químicas correspondientes: a) Calcule la solubilidad
en agua del ZnCO3 en mg/L. b) Justifique si precipitará ZnCO3 al mezclar 50 mL de
Na2 CO3 0’01 M con 200 mL de Zn(NO3)2 0’05 M. Datos: Ks (ZnCO3) = 2'2 . 10 -11
Masas atómicas relativas C = 12 ; O = 16 ; Zn = 65'4
Solución

17. Fuentes:
- “Química” 2º Bachillerato. Editorial Guadiel
- “Química” 2º Bachillerato. Editorial Edebé
- http://www.gallicum.es/wp-content/uploads/2011/06/6PRECIPITACI%C3%93N.pdf
- https://unaquimicaparatodos.com/wp-content/uploads/2018/06/Andaluc%C3%ADa-
Qu%C3%ADmica-2018.pdf