Este documento trata sobre la solubilidad de sustancias iónicas y las reacciones de precipitación. Explica conceptos como producto de solubilidad, factores que afectan la solubilidad como la temperatura y carga iónica, y cómo se puede determinar si ocurrirá una precipitación al mezclar dos disoluciones basado en el cálculo del producto iónico. También cubre cómo la presencia de iones comunes, acidez del medio, y formación de complejos pueden modificar el equilibrio de solubilidad de un

1. QUÍMICA
TEMA 8: “REACCIONES DE
PRECIPITACIÓN”
En este tema vamos a estudiar la
solubilidad de las sustancias iónicas en
agua dado que es de gran importancia
dentro de la Química.

2. Producto de solubilidad
• Concepto solubilidad: La solubilidad de un compuesto es la
cantidad del mismo que puede disolverse en un volumen dado de
una disolución.
• Se suele expresar en:
– Gramos de soluto/Litros de disolución.
– Gramos de soluto/100 g de disolvente (agua).
– Moles de soluto/L de disolución.
• Influencia de la Tª: Normalmente, la solubilidad aumenta con la Tª,
aunque se den casos de sólidos cuya solubilidad disminuye al
aumentar la Tª.
• Efecto del soluto:
– Los cristales muy estables, con alta energía reticular, son
difíciles de disolver. (carga de los iones grandes)
– El proceso de hidratación de los iones desprende energía, lo
que favorece su disolución.

3. • Por tanto suelen ser solubles los compuestos formados por iones de
carga pequeña, habitualmente monovalentes, situados a una
distancia relativamente grande.
Producto de solubilidad
• Existen sales muy poco solubles en agua:
An Bm( s )  nAm ( aq ) mBn ( aq )
• Este equilibrio puede caracterizarse por su correspondiente
constante:
m n n m
Ks A B
aq aq
• Esta nueva constante se llama producto de solubilidad y se trata
de un equilibrio heterogéneo.

4. Relación entre solubilidad y producto de solubilidad
• Una sal es tanto más insoluble cuanto menor sea su producto de
solubilidad.
AgBr( s )  Ag ( aq ) Br ( aq )
Equilibrio(mol/L) ---- s s
Ks Ag Br Ks s s s Ks
• Producto iónico (Q): presenta la misma expresión que el producto de
solubilidad, pero en el que las concentraciones de los iones corresponden a
un instante cualquiera:
– Q < Ks: disolución no saturada. Se puede disolver más soluto.
– Q = Ks : disolución saturada. Se ha llegado al equilibrio.
– Q > Ks : disolución sobresaturada. El soluto precipitará hasta que el
valor del producto iónico coincida con el del producto de solubilidad.

5. Reacciones de precipitación
• Al mezclar dos disoluciones, se puede formar un compuesto poco soluble.
Si el producto iónico de los iones del compuesto supera, en un instante
determinado, el producto de solubilidad, se produce una reacción de
precipitación, en la que los iones reaccionan rápidamente formando un
sólido al que llamamos precipitado.
• Ejemplo:
– Determina las concentraciones en el equilibrio después de mezclar 20
mL de una disolución de KI 0,3 M, con 30 mL de una disolución 0,2 M
de Pb(NO3)2.
• Al mezclar las disoluciones, las concentraciones disminuyen por la
dilución:
20 30
KI 0,3M 0,12M Pb( NO3 )2 0, 2M 0,12M
50 50
• Ambas sales son muy solubles y se disocian en su totalidad:
KI K I ( PbNO3 ) 2 Pb 2 2 NO3
0,12 0,12 0,12 0,24

6. • El compuesto de muy baja solubilidad que se forma es el PbI2.
• Para determinar si hay precipitación, calcularemos el producto iónico con
las concentraciones en el momento de realizar la mezcla:
PbI 2  Pb 2 2I
2 2
Q Pb I 0,12 0,122 1, 7 10 3
• Se compara con el producto de solubilidad:
8 3
Ks 1, 4 10 Q 1, 7 10
• Como es Q > K, se producirá la precipitación de PbI2, hasta que se alcance
el equilibrio.
PbI 2  Pb 2 2I
C.I. 0,12 0,12
Precipita 0,06 0,12
Quedan 0,06 -----
Se disuelven s 2s
Equilibrio s+0,06 2s

7. 2
Ks Pb2 I (0,06 s)(2s) 2
• Como la constante es muy pequeña, el valor de “s” también lo es, por lo que
podemos despreciar “s” frente a 0,06.
8
1, 4 10
s 2, 4 10 4 M
0, 24
• Por tanto las concentraciones en el equilibrio son:
I 2s 4,8 10 4 M Pb2 0, 06M
K 0,12M NO3 0, 24M
• Precipitación fraccionada: se trata de la precipitación selectiva de una serie
de iones que se hallan disueltos, aprovechando las diferencias de solubilidad
de los compuestos que forman con un agente precipitante común. En estos
casos interesará en que orden precipitan los iones, y la concentración del
agente precipitante que necesita cada compuesto para precipitar.

8. Modificaciones del equilibrio de solubilidad
• Efecto del ión común:
– La presencia de un ión que sea el mismo que algunos de los
producidos en la disociación del precipitado, hace que el producto
iónico (Q) se haga mayor que el producto de solubilidad (Ks).
– Por tanto el equilibrio se desplaza hacia la formación de más
precipitado.
– Ejemplo:
• Calcula la solubilidad de AgCl en agua y en una disolución 0,1M de
Ag(NO3).
En agua:
AgCl( s )  Ag ( aq ) Cl ( aq )
Equilibrio s s

9. Ks Ag Cl s2 s 1, 7 10 10
1,3 10 5 M
En disolución de AgNO3:
• En este caso se produce el efecto de ión común.
AgNO3 Ag NO3
Disociación total: 0,1 0,1
AgCl( s )  Ag ( aq ) Cl ( aq )
Equilibrio: s s
10
1, 7 10
Ks Ag Cl ( s 0,1) s s 1, 7 10 9 M
0,1
• “s” se desprecia frente a 0,1 porque la constante es muy pequeña.

10. • Influencia de la acidez:
– La solubilidad de ácidos o bases resulta fuertemente influida por la
acidez del medio.
– Motivos:
• Existencia de un ión común (visto en el apartado anterior).
• Al retirar de la disolución uno de los iones formando por ejemplo
agua:
Mg (OH ) 2  Mg 2 2OH H 2O
H
• Formación de otro precipitado más insoluble:
– Otra forma de disolver un precipitado es formar otro más insoluble, de
manera que ha medida que se va formando el segundo precipitado se
disuelve el primero:
AgCl( s )  Cl Ag
( aq ) ( aq )
 AgI ( s )
I ( aq )

11. • Formación de un complejo estable:
– La formación de un complejo estable con algunos de los iones
provenientes de la disociación de un precipitado desplazará el equilibrio
de disolución hacia la disolución del precipitado:
CuCO3( s )  CO32 Cu 2  Cu( NH3 )4
2
4NH 3