1. 1
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
CCáátedra de Introduccitedra de Introduccióón a la Qun a la Quíímicamica –– Ciencias Naturales (UNLP)Ciencias Naturales (UNLP)
BibliografBibliografíía:a:
““QuimicaQuimica GeneralGeneral““-- R.R. PetruciPetruci,, W.SW.S.. HarwoodHarwood yy F.HerringF.Herring..
““Principios de QuPrincipios de Quíímicamica””-- P.P. AtkinsAtkins y L.y L. JonesJones..
““QuQuíímica la Ciencia Centralmica la Ciencia Central””-- T.BrownT.Brown,, H.LemayH.Lemay y B.y B. BurstenBursten..
""QuimicaQuimica" R. Chang." R. Chang.
Máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una
cantidad fija de disolvente, a determinada temperatura
Cantidad de soluto necesaria para formar una
disolución saturada en una cantidad dada de disolvente, a
determinada temperatura.
Solubilidad (S)
gramos soluto / 100 ml disolvente
gramos soluto / l disolución
moles soluto / l disolución (S molar)
SolubilidadSolubilidad de un soluto en un disolvente:
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
Ejemplo NaCl en agua a 0ºC S = 35,7 g/100 ml agua
< S → solución insaturada
= S → solución saturada
> S → solución sobresaturada
concentraciconcentracióónn
40 g de NaCl /100 ml de agua
SaturadaSaturadaInsaturadaInsaturada
30 g de NaCl /100 ml de agua
4,34,3 grgr nono
disueltosdisueltos
35,735,7 grgr disueltosdisueltos
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
AnAnáálisis de la solubilidadlisis de la solubilidad
11-- Aspecto cualitativo:Aspecto cualitativo:
¿Qué tipo de solutos son más o menos solubles en un
determinado solvente?
22-- Aspecto cuantitativo:Aspecto cuantitativo:
¿Qué cantidad de compuesto se solubiliza?
¿Qué factores afectan la solubilidad del mismo?
Sólidos
iónicos
• Solubles (S > 2×10-2 M)
• Ligeramente solubles (10-5 M < S < 2×10-2 M)
• Insolubles (S < 10-5 M)
CasoCaso general: soluciones acuosas: soluciones acuosas
solucisolucióón diluidan diluida ≠≠ solucisolucióón insaturadan insaturada
Equilibrio
vdisolución = vprecipitación
Al agregar
un soluto
al solvente:
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Equilibrio heterogéneo: entre 2 fases (sólido y solución saturada)
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac)
Equilibrio que se establece entre un compuesto iónico
poco soluble y sus iones en disolución.
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Precipitado:Precipitado: Sólido insoluble que se
forma por una reacción en disolución.
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
Al mezclar dos sales solubles que
forman un precipitado
PbCrO4(s) Pb2+(ac) + CrO4
2-(ac)
Solubilización
Precipitación
PbCl2 + K2CrO4 PbCrO4 + 2 Cl- + 2K+
Reacciones de precipitaciReacciones de precipitacióón:n: Aquéllas que dan como
resultado la formación de un producto insoluble.

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CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (KpsKps))
KpsKps: Constante de equilibrio para el equilibrio: Constante de equilibrio para el equilibrio que seque se
establece entre un soluto sestablece entre un soluto sóólido y sus iones en una disolucilido y sus iones en una disolucióónn
saturada.saturada.
a) CaF2 (s) Ca2+ (ac) + 2 F- (ac)
KKpsps = [Ca= [Ca2+2+
][F][F--
]]22
= 4,0 x 10= 4,0 x 10--1111
b) Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+ (ac) + 2 PO4
3- (ac)
KKpsps = [Ca= [Ca2+2+]]33[PO[PO44
33--]]22 = 1,2 x 10= 1,2 x 10--2626
Ejemplos: Escribir la ecuación para el equilibrio de solubilidad
y la expresión de Kps para: a) CaF2, b) Ca3(PO4)2
PbCrO4(s) Pb2+(ac) + CrO4
2-(ac)
KcKc== [Pb[Pb2+2+
][][CrOCrO44
22--
] = 2,0 x 10] = 2,0 x 10--1414
== KKpsps
Recordar: los sólidos puros no intervienen en la expresión de
Kc, por ser su concentración constante.
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD vs SOLUBILIDAD
KKpsps y solubilidady solubilidad
Constante del producto de
solubilidad (adimensional).
Sólo varía con T
Concentración de una
solución saturada (g/ml, M)
Es afectada por diversos
factores (además de T)
Están relacionadas, se puede obtener una a partir de la
otra:
S S(molar) [ ]eq KpsS S(molar) [ ]eq Kps
Recordar: Concentración molar del compuesto
en una solución saturada.
CÁLCULO DE KPS A PARTIR DE DATOS DE SOLUBILIDAD
La solubilidad del oxalato de calcio (CaC2O4) a cierta
temperatura es 6,1x10-3 g/l de solución. ¿Cuál es su Kps a esa
temperatura? (PM: 128 g/mol)
CaC2O4(s) Ca2+(ac) + C2O4
2-(ac)
l/g10x1,6S 3−
=
OCaCmol/l4,76x10
g128
mol1
xl/g10x1,6S 42
5-3
M == −
Dato: l/mol
)mol/g(PM
)l/g(S
SM ==→
Kps ?
KKpsps = [Ca= [Ca2+2+][C][C22OO44
22--]]
S S(molar) [ ]eq KpsS S(molar) [ ]eq Kps
Esquema de conversión
CaC2O4(s) Ca2+(ac) + C2O4
2-(ac)
X X
X = S(molar) = SM = 4,76x10-5 mol/l[Ca2+] = [C2O4
2-] = X
M10x76,4
l1
OCaCmol10x76,4
.
OCaCmol1
Camol1
]Ca[ 542
5
42
2
2 −
−+
+
==
M10x76,4
l1
OCaCmol10x76,4
.
OCaCmol1
OCmol1
]OC[ 542
5
42
-2
42-2
42
−
−
==
De la estequiometría
KKpsps = [Ca= [Ca2+2+][C][C22OO44
22--] =] = X.XX.X = X= X22 = S= SMM
22
KKpsps = (4,76x10= (4,76x10--55))22 = 2,27 x 10= 2,27 x 10--99
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
El Kps del CaF2 a 25ºC es 4x10-11.¿Cual es su solubilidad
en g/litros de solución a esa temperatura?
X 2X
Se disuelven X moles de CaF2 => SM(molar) = X
Kps = [Ca2+].[F-]2
Kps = X . (2X)2 = 4X3
SM = 2,15 x 10-4 mol/l PM = 78 g/mol
S = 1,68 x 10S = 1,68 x 10--22 g/lg/l
S = 2,15 x 10-4 mol/l x 78 g/mol
CaF2(s) Ca2+(ac) + 2F-(ac)
CALCULO DE SOLUBILIDAD A PARTIR DEL VALOR DEL KPS
Kps = 4SM
3 = 4x10-11
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
1,68 x 10-22,15 x 10-44,0 x 10-11CaF2
6,1 x 10-34,76 x 10-52,27 x 10-9CaC2O4
S (g/l)SM (mol/l)KpsSal
Importante!
Menor valor de Kps no siempre implica menor S.
CaC2O4: SM = (Kps)1/2 ; CaF2: SM = (Kps/4)1/3
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD vs SOLUBILIDAD
Por ejemplo, comparar: AgCl (Kps = 1,8.10-10), AgBr( Kps =
3,3,10-13) y AgI ( Kps = 1,5,10-16).
S (AgCl) > S(AgBr) > S( AgI) ; En todas: S = (Kps)1/2
Solo pueden compararse en forma directa las sales
con igual estequiometría ⇒ sus SM están relacionadas
de la misma forma que sus valores de Kps.

3. 3
Equilibrio de solubilidad
QQpsps << KKpsps QQpsps == KKpsps QQpsps >> KKpsps
EquilibrioEquilibrio
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac)
Si el sistema no está en equilibrio
QQpsps = [= [AgAg++]]00.[.[ClCl--]]00 ;; QQpsps≠≠ KKpsps
Consideremos el siguiente equilibrio de solubilidad:
KKpsps = [= [AgAg++].[].[ClCl--] = 1,6.10] = 1,6.10--1010
PREDICCIÓN DE PRECIPITACIÓN
¿Cómo determinar si se formará un precipitado?
Se mezclan dos disoluciones que contienen dos iones que
pueden formar una sal insoluble (AB).
AB(s) A+ (ac) + B- (ac) Kps =[A+].[B-]
Comparar: Qps con Kps
Q = KPS → Equilibrio: Solución saturada.
Q > KPS → Solución sobresaturada, el exceso precipita
(se desplaza hacia la izquierda).
Q < KPS → Solución no saturada, la precipitación no
puede ocurrir.
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDADFACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
11-- TemperaturaTemperatura
Afecta a Kps, dado que es una constante de equilibrio.
Si ∆Hºdis > 0 (endotérmica): T↑ Kps ↑ S ↑
Si ∆Hºdis < 0 (exotérmica) T↑ Kps ↓ S ↓
AB (s) A- (ac) + B+ (ac) ∆Hºdis = ?
Para la reacción de disolución:
En la mayoría de los casos, S aumenta con un aumento de
temperatura.
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
22-- Efecto del iEfecto del ióón comn comúúnn
PbI2 (s) Pb2+ (ac) + 2 I- (ac)
Al agregar una sal que
contiene un ión en común:
KI (s) K+ (aq) + I- (ac)
Ión común
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDADFACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
Pb2+
I-
Kps = [Pb2+].[I-]2 = S. (2S)2 = 4S3
S (PbI2 en agua) = 1,2x101,2x10--33 MM
El equilibrio se desplaza ←, disminuye la
solubilidad de la sal.
Kps = 7,1x10-9
S(PbI2 en una disolución 0,1 M de KI) = ???
PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
S 2S + 0,1
Kps = S.(2S + 0,1)2 como S <<< 0,1
Kps ≈ S.(0,1)2 M10x1,7
)1,0(
10x1,7
S 7
2
9
−
−
==
La solubilidad de una sal
poco soluble disminuyedisminuye en
presencia de una sal soluble
que proporcione un ión
común.
Conclusión:
PbI2 en agua
PbI2 + KI
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
33-- pHpH
Este efecto ocurre en todas las sales cuyo anión presente
carácter básico (OH-, base conjugada de un ácido débil).
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (ac) + 2 OH- (ac)
Si PH ↓ (agregado de H+)
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDADFACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
2OH- + 2H+ → 2H2O
Consecuencia:
La reacción se desplaza →∴ aumenta la solubilidad de la sal.
Reacción de neutralización:

4. 4
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Conclusión:
La solubilidad de las sales que
contienen aniones básicos aumentaaumenta
con la disminución del pH.
F- (ac) + H+ (ac) HF (ac)
CaF2 (s) Ca2+ (ac) + 2 F- (ac)
¿La disminución del pH, aumentará la solubilidad del AgCl?
SM(CaF2)x103(mol/l)
pH
Si PH ↓ (agregado de H+)
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Si se añade F- se forma fluoroapatita: Ca10(PO4)6F2 (s)
Lluvia ácida: disuelve CaCO3 de monumentos
Ejemplos:Ejemplos:
Disolución del esmalte dental, formación de caries.
Ca10(PO4)6(OH)2(s) 10 Ca2+(aq) + 6 PO4
3-(aq) + 2 OH-(aq)
hidroxiapatita
Si aumenta la acidez, aumenta la solubilidad del esmalte
H+
Ca10(PO4)6F2(s) 10 Ca2+(aq) + 6 PO4
3-(aq) + 2 F-(aq)
Ka HF ≈ 10-4, Kw = 10-14
El F- es una base mucho más débil que el OH-
CO3
2- + H+ HCO3
-
CaCO3 (s) Ca2+ + CO3
2-
44-- FormaciFormacióón de iones complejosn de iones complejos..
Recordar: La unión de un ión metálico (ácido
de Lewis) con una (o más) bases de Lewis se
conoce como ión complejo.
Ión complejo
La adición de NH3 tiene un efecto espectacular sobre
el aumento de la solubilidad del AgCl.
Ag+ (ac) + 2 NH3 (ac) Ag(NH3)2
+ (ac) Kf
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac) Kps
AgCl (s) + 2 NH3 (ac) Ag(NH3)2
+ (ac) + 2 Cl- (ac)
Keq = Kf.Kps Kf >> 1 → Keq >> Kps → S ↑
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDADFACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
+ NH3
Precipitado AgCl (s)
Disolución saturada:
Ag+(ac) y Cl- (ac)
Disolución
Ag(NH3)2
+ (ac) y Cl- (ac)
SSMM(AgCl(AgCl) en agua:) en agua:
1,3x101,3x10--55
MM
SSMM(AgCl(AgCl) en) en
NHNH33(0,1M): 4,6x10(0,1M): 4,6x10--33
MM