El documento aborda el equilibrio heterogéneo en sistemas sólido-líquido, centrándose en la solubilidad, las reacciones de precipitación y el producto de solubilidad (kps) de diferentes sales. Se explican conceptos como la formación de precipitados, el efecto del ión común, el impacto del pH en la solubilidad y la disolución a través de la formación de complejos estables. Además, se incluyen ejercicios aplicados sobre el cálculo de solubilidad y el kps de distintas sales.

1. Equilibrio y solubilidad
Introducción al equilibrio heterogéneo
I.Q. Manuel Arturo Caballero Rdz. Campus Monterrey Norte
Universidad del Valle de México
Escuela de Ciencias de la Salud
Químico Farmaco Biotecnólogo
Equilibrio Heterogéneo

2. Equilibrios sólido-líquido
• Un equilibrio heterogéneo es aquél que consta
de dos fases: una sólida y otra en disolución
acuosa que contiene iones que están presentes
en la fase sólida.
• Las reacciones de precipitación son aquellas
que tienen lugar entre iones en disolución para
formar sustancias insolubles.

3. Equilibrio sólido-líquido
• Solubilidad de un soluto en un solvente es la
concentración, en mol/L, que tiene el soluto dentro del
disolvente cuando la disolución está saturada, medida a
una temperatura determinada.
• Es por tanto, la concentración máxima que se puede
disolver a esa temperatura.

4. Equilibrio sólido-líquido
• Sales solubles: Están totalmente disociadas en sus
iones. Son aquellas que pueden mantener, en solución
acuosa saturada una cantidad mayor de 0.01 moles
disueltos por litro.
• Sales insolubles: Aquellas que alcanzan un equilibrio
mediante la Kps. Son aquellas que en solución acuosa
saturada tienen disuelto menos de 0.01 moles por litro.

5. Equilibrios de producto de
solubilidad
• Cuando mezclamos dos soluciones en las que existen
iones susceptibles de formar una sal insoluble y en
concentración suficiente, se observa que la precipitación
se produce instantáneamente.

6. Equilibrios de producto de
solubilidad
• Este precipitado de yoduro de plata está en equilibrio
con sus iones I- y Ag+, de modo que la concentración de
éstos en la disolución acuosa dependerá de su
solubilidad.
• De esta manera, aplicando la ley del equilibrio químico

7. Equilibrios de producto de
solubilidad
• Como la concentración de la sal sin disolver es
constante, decimos que Kc[AgI] = Kps; y por lo tanto la
expresión anterior toma esta forma Kps = [Ag+
(ac)][I-
(ac)].
• A la constante Kps se le llama producto de solubilidad de
la sal.
• Si [Ag+
(ac)][I-
(ac)] < Kps, no se producirá precipitado y no
habrá equilibrio.
• Si [Ag+
(ac)][I-
(ac)] > Kps, en este caso se producirá ↓ hasta
que se igualen ambos términos.

9. Actividad
• Ejercicio 21: Escribe la expresión del producto de
solubilidad de las siguientes sales:
– PbI2
– Ca3(PO4)2
– Al(OH)3
– Ag2S

10. Solubilidad y Kps
• Llamemos s a la cantidad de sal sólida que pasa a la
disolución.
• Normalmente esa s es una solubilidad medida en g/L o
en mol/L.
• Para sales tipo AB, como el AgCl, tenemos:

11. Solubilidad y Kps
• Para sales tipo AB2, como el ZnCl2, tenemos:

12. Solubilidad y Kps
• Para sales cualesquiera AxBy:

13. Actividad
• Ejercicio 22: El producto de solubilidad del cloruro de
plata vale 1.7x10-10 a 25 °C. Indique si se formará
precipitado al añadir a 1 L de disolución 0.01 M de
AgNO3, 100 mL de una disolución 1.00 M de NaCl.
– 8.3x10-4, sí producirá ↓

14. Actividad
• Ejercicio 23: Calcula la solubilidad del cromato de plata
sabiendo que su producto de solubilidad a 25 °C es Kps
= 1x10-12.
– 6.3x10-5 mol/L

15. Actividad
• Ejercicio 24: ¿Cuál será la relación de s con Kps para el
fosfato de calcio?

16. Solubilidad de precipitados
Aplicaciones Analíticas: Factores que afectan la

17. a) Efecto del ión común
• Partimos del hecho de que la Kps debe permanecer
constante.
• Al aumentar la [ ] de uno de los iones que forman el ↓, la
[ ] del otro debe disminuir para que Kps siga constante.
• Este fenómeno es conocido como el efecto del ión
común.
• Se usa para reducir la solubilidad de muchos ↓, o para
precipitar totalmente un ión usando un exceso de agente
precipitante.

18. a) Efecto del ión común
• Ejercicio 25: A 298 K la solubilidad del CaBr2 es de 2.0 x 10-4 mol/L.
a) Calcula el Kps del bromuro de calcio a esa temperatura. b)
Explica qué efecto se debe esperar si a 1 L de disolución saturada
de bromuro cálcico se le añaden 10 mL de una disolución de KBr de
la misma concentración.

19. b) Efecto de la acidez (pH)
• Si se disminuye la [ ] de algunos de los iones que
forman el ↓ hasta el punto en el que el producto de sus
[ ] no supere la Kps, el ↓ se disolverá.
• Esta [ ] puede disminuir por la formación de un ácido
débil o la formación de una base débil.
• Ejemplifiquemos esto con un caso.

20. b) Efecto de la acidez (pH)
• Ejemplo: Si queremos disolver un ↓ de CaCO3 añadimos
un ácido fuerte (HCl, H2SO4, etc.) para formar el ácido
carbónico.
CaCO3(s)  Ca+2 + CO3
-2 Ks = [Ca+2][CO3
-2]
H2CO3  2H+ + CO3
-2 Ka = 4.3 x 10-7
Al añadir el ácido fuerte, aumenta la cantidad de H+, y
los carbonatos inician un equilibrio con ellos. Como el
equilibrio entre H+ y carbonatos es de Ka pequeña (10-7),
los CO3
-2 van desapareciendo de la solución para formar
H2CO3. El ↓ por tanto, se disuelve.

21. b) Efecto de la acidez (pH)
Además, el ácido carbónico se volatiliza según la rx’n:
H2CO3  CO2(g) + H2O
Lo cual sigue favoreciendo la disolución del ↓.
De esta manera también se pueden disolver ↓ básicos
como el hidróxido magnésico:
Mg(OH)2(s)  Mg+2 + 2OH-
Al añadir el ácido fuerte se forma H+ + OH-  H2O, la
cual tiene una Kw muy baja (10-14) y por lo tanto va
retirando los iones OH- disueltos. Como consecuencia
(aplicando Le Chatelier) se disolverá el ↓.

22. c) Formación de complejo
estable
• Otro método bastante utilizado para disolver ↓ es
mediante la formación de iones complejos estables.
• De esta forma se pueden disolver ↓ de AgCl, AgI, etc.
Constantes de formación de complejos estables a 25 °C.

23. c) Formación de complejo
estable
A un ↓ de Ag se le puede agregar NH3 para formar un ion
complejo entre el catión central plata y el ligando NH3.

24. d) Efecto redox
• El efecto redox en la solubilidad de ↓ se debe a que
algunos de los iones que los forman pueden sufrir
oxidaciones o reducciones, con lo que su [ ] disminuirá,
desplazando el Eq para mantener Kps.
• Como ejemplo podemos poner al CuS. Éste no se
disuelve en HCl, sino en HNO3 diluído, porque ocurre un
efecto de oxidación.
• Al precipitar el S°, desaparece el S-2 por lo que se
desplaza el equilibrio hasta la disolución del ↓.

25. Actividad
• Ejercicio 26: ¿Qué volumen de disolución saturada de
cloruro de plomo (II) [Kps = 1.70 x 10-5] se puede
preparar con 1 gramo de dicha sal?
– V =221 mL
• Ejercicio 27: Se tiene una disolución saturada de fosfato
de plata [Kps = 1.0 x 10-18]. (a) Calcula la solubilidad de
dicha sal expresada en g/L. (b) El volumen de disolución
que sería preciso evaporar para obtener un residuo de
11.8 mg de dicha sal.
– (a) 5.8x10-3 g/L (b) 2.03 L

26. Actividad
• Ejercicio 28: A temperatura ambiente una disolución
saturada de sulfato de calcio contiene 1.02 g de la sal en
1.5 L de solución. (a) Calcula el Kps del CaSO4. (b)
Determina si se producirá  al mezclar 10 mL de
disolución de K2SO4 0.1 M con 30 mL de disolución de
CaCl2 0.01 M.