Solubilidad Conceptos fundamentales: - tipos de disoluciones, S, Kps, equilibrio químico Ejercicios PAU y ejemplos resueltos Nivel bachillerato y 1º de química

1. Equilibrios solubilidad o de precipitación
Reacciones de precipitación

2. ÍNDICE
1.- Conceptos básicos
2.- Producto de solubilidad
3.- Ejercicios
4.- Factores que afectan a la solubilidad

3. CONCEPTOS BÁSICOS
velociddisolución = velocidcristalización
Disolución saturada:
Aquélla que contiene la máxima cantidad de soluto que puede
disolverse en una determinada cantidad de disolvente a una
temperatura dada.
1
 Equilibrio de solubilidad

4. Solubilidad de un soluto en un disolvente dado:
Cantidad de soluto necesaria para formar una disolución
saturada en una cantidad dada de disolvente.

Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una
cantidad fija de disolvente.
[p.ej. NaCl en agua a 0ºC  s = 35.7 g por 100 mL agua]
Si disolvemos menos cantidad

disolución no saturada
s
gramos soluto / 100 mL disolvente
gramos soluto / L disolución
moles soluto / L disolución (Molar)
Sólidos
iónicos
cristalinos
• Solubles (s  210-2 M)
• Ligeramente solubles (10-5 M < s < 210-2 M)
• Insolubles (s  10-5 M)

5. Sal formada por
Solubilidad
Anión Catión
Todos Alcalinos Solubles
NO3
- Casi todos Solubles
Cl-
Ag+ , Pb2+ Insolubles
Resto Solubles
SO4
2-
Ca2+, Ba2+, Pb2+ Insolubles
Resto Solubles
S2-
Alcalinoterreos Solubles
Resto Insolubles

6. PbI2 (s)  Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
• Dinámico
• Heterogéneo
• Reacción directa: disolución
• Reacción inversa: precipitación
Reacciones de precipitación: Aquéllas que
dan como resultado la formación de un
producto insoluble.
Precipitado: Sólido insoluble que se forma
por una reacción en disolución.

7. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD2
[Concentraciones en el equilibrio]
Producto de
solubilidad
Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:
Depende de la estequiometría de la sal
AgCl (s)  Ag+ (aq) + Cl- (aq)
[ ]o - -
[ ]eq s s
KPS = [Ag+][Cl-] = s2
PSKs 
KPS = [Ag+][Cl-]
KPS = s2
PSKs 

8. Bi2S3 (s)  2 Bi3+ (aq) + 3 S2- (aq)
2 s 3s
KPS = [Bi3+]2 [S2-]3 KPS = (2s)2 (3s)3 = 108 s5
Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:
Depende de la estequiometría de la sal
BaCl2 (s)  Ba2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
s 2s
KPS = [Ba2+] [Cl-]2
KPS = (s) (2s)2 = 4s3 3 PS
4
K
s 
5 PS
108
K
s 

9. Kps [Catión] [Anión] relación
AgCl [Ag+] [Cl-] s s Kps = s2 ; s = (Kps)1/2
BaSO4 [Ba+2] [SO4
=] s s Kps = s2 ; s = (Kps)1/2
Ag2CO3 [Ag+]2 [CO3
=] 2s s Kps =4 s3 ; s = (Kps/4)1/3
PbF2 [Pb+2][F-]2
s 2s Kps =4 s3 ; s = (Kps/4)1/3
Al(OH)3 [Al3+][OH-]3
s 3s Kps =27 s4 ; s = (Kps/27)1/4
Ca3(PO4)2 [Ca2+]3[PO4
3-]2
3s 2s Kps =108 s5 ; s = (Kps/108)1/5

10. Calcula la solubilidad del hidróxido de cobre II, sabiendo
que Kps= 2.2 10-20
Cu(OH)2 (s)  Cu+2(ac) + 2 OH-(ac)
inicio 0 0
equilibrio s 2s
Kps = [Cu+2][OH-]2
2.2 10-20 = (s) (2s)2=4 s3
s = = 1.8 10-7 M
solubilidad Cu(OH)2 = 1,8 10 –7 mol Cu(OH)2 97,57 g Cu(OH)2 = 1,8 10–5 g/L
1 L 1 mol Cu(OH)2
3 2.2 . 10−20
4

12. Mezclamos dos disoluciones que contienen dos iones que
pueden formar una sal insoluble.
¿Cómo saber si se formará precipitado?
Q = KPS  Equilibrio : disolución saturada
Q > KPS  Se desplaza hacia la izquierda : precipita
Q < KPS  No precipita : disolución no saturada.
Calculamos Q, con las concentraciones iniciales de
cada uno de los iones de la sal

14. FACTORES QUE AFECTAN A LA
SOLUBILIDAD.4
4.1. Efecto de la temperatura
Afecta a KPS, dado que es una constante de equilibrio.
• Si DHºdis > 0 (endotérmica)  si T : KPS y s
• Si DHºdis < 0 (exotérmica)  si T : KPS y s
AB (s)  A+ (aq) + B- (aq) DHºdis = ?
En general:
- los sólidos son más solubles en agua caliente y,
- los gases son más solubles en agua fría

16. 4.2. Efecto del ión común
La solubilidad de un compuesto iónico poco soluble disminuye
en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común.
PbI2 (s)  Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) KI (s)  K+ (aq) + I- (aq)
Ión común
s (PbI2 en agua) = 1.210-3 M
s (PbI2 en una disolución
0.1 M de KI) = 7.110-7 M

17. Calcula la solubilidad del AgCl (Kps = 1,6 10-10) en una solución de
AgNO3 6,5 10-3 M
1º Tenemos en solución Ag+, Cl-, NO3-, pero este último es siempre muy soluble, para
estos efectos es un ion espectador
2º El AgNO3 es un electrolito fuerte, se disocia totalmente,
AgNO3 (s)  Ag+ (ac) + NO3-(ac)
6,5 10-3 M 6,5 10-3 M
Sea s la solubilidad del AgCl en la disolución de AgNO3
AgCl (s)  Ag+ (ac) + Cl-(ac)
inicio 6,5 10-3 0,0
equilibrio 6,5 10-3 + s s
3º Kps =[Ag+][Cl-]  1,6 10-10 = (6,5 10-3 + s) (s)
Como el AgCl es poco soluble y en presencia del ion común (Ag+) lo será aún
mucho menos; entonces hacemos s  0 y (6,5 10-3 + s)  6,5 10-3
1,6 10-10 = (6,5 10-3 ) (s)
s = 2,5 10-8 M

18. 4.3. Efecto del pH
Mg(OH)2 (s)  Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)
Si el pH se hace más ácido  menor [OH-] 
 el equilibrio se desplaza a la derecha  mayor solubilidad.
Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente carácter básico.
CaF2 (s)  Ca2+ (aq) + 2 F- (aq)
F- (aq) + H2O (l)  HF (aq) + OH- (aq)
La solubilidad de las sales que contienen aniones básicos aumenta
conforme el pH disminuye.

19. Aplicación: Formación de caries
Esmalte dental: hidroxiapatita
Ca10(PO4)6(OH)2 (s)  10 Ca2+ (aq) + 6 PO4
3- (aq) + 2 OH- (aq)
Si añado F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s) que resiste
mejor el ataque de los ácidos.
Otros fenómenos:
* Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos
* CO2 de la respiración: deterioro de estalactitas y estalagmitas

20. 3.4. Formación de iones complejos.
Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis.
La unión de un ión metálico con una (o más) bases de Lewis se
conoce como ión complejo.
Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq)  Ag(NH3)2
+ (aq)
Ión complejo
p.ej.: La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobre
la solubilidad del AgCl, que aumenta mucho.
AgCl (s)  Ag+ (aq) + Cl- (aq)

21. Precipitado AgCl (s)
Disolución saturada: Ag+(aq) y Cl- (aq)
Disolución
Ag(NH3)2
+ (aq) y Cl- (aq)