Materia Certamen 3 Química

Materia Certamen 3
Química Básica
Pascual Soto U.

Capítulo 8: Equilibrio iónico
Solubilidad: máxima cantidad de una sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de
solvente o solución. Se expresa en [mol/L] o [g/L], etc.
Sustancia insoluble

Sustancia soluble

0,01 M

0,1 M

Reglas de solubilidad:
1. Todas las sales de sodio, potasio y amonio son solubles.
2. Todos los nitratos, acetatosy percloratos son solubles.
3. Todas las sales de plata, mercurio y plomo son solubles.
4. Todos los bromuros, cloruros y yoduros son solubles.
5. Todos los carbonatos, súlfuros, óxidos e hidróxidos son insolubles.
6. Todos los sulfatos son solubles, excepto el CaSO4 y el BaSO4 .
Las reglas se aplican en orden y predomina la que se encuentre primero. Por ejemplo:

N a2 CO3 → soluble
AgCl →soluble 3

1

K2 S → soluble 1
N H4 I → soluble

1

BaCO3 → insoluble 5
Cu(CH3 COO)2 → soluble

La constante del producto de solubilidad Kps
En la situación de equilibrio, la solución está saturada con los iones del sólido y está en contacto
con el sólido disuelto (la disolución y la precipitación ocurren a la misma velocidad, por ende, no
hay cambio neto y están en equilibrio).

vprecipitacion =vdisolucion
CaSO4 (s)
Constante de equilibrio: Kps = Ca+2

eq.

Ca+2 (ac) + SO4−2 (ac)
SO4−2

eq.

1

Relación entre solubilidad y Kps
Ejemplo: A 25◦ C la Kps del Li3 P O4 es 2, 37 · 10−11 . Determine su solubilidad.
Sean x los [mol/L] de Li3 P O4 que se disuelven para alcanzar el equilibrio, es decir, saturar la
solución.

3Li+ (ac)
0
3x

Li3 P O4 (s)
[ ]i
[ ]eq.

P O4−3 (ac)
0
x

+

Luego,
3

Kps
=[Li+ ]eq. P O4 −3 eq.
2, 37 · 10−11 = (3x)3 · x
x
= 9, 68 · 10−4 [mol/L] → solubilidad
Ejemplo: A 25◦ C la solubilidad del CaSO4 es 7, 02 · 10−3 [mol/L].

Ca+2 (ac)
0
7, 02 · 10−3

CaSO4 (s)
[ ]i
[ ]eq.

+

SO4−2 (ac)
0
7, 02 · 10−3

2

Luego, el Kps = 7, 02 · 10−3 .

Efecto del ion común
Ejemplo: Determinar la solubilidad del AgCl en agua pura y en una solución 0, 10M en N aCl.

Kps(AgCl) = 3, 8 ·10−10
• Agua pura:
Ag + (ac)
0
x

AgCl(s)
[ ]i
[ ]eq.

+

Cl− (ac)
0
x

Condición de equilibrio:

Kps
= [Ag + ]eq. [Cl− ]eq.
2, 8 · 10−10 = x2
x
= 1, 67 · 10−5 [mol/L] → solubilidad en agua pura
• En solución 0, 10M de N aCl:
Ag + (ac)
0
y

AgCl(s)
[ ]i
[ ]eq.

+

Cl− (ac)
0, 10
y + 0, 1

Condición de equilibrio:

Kps
2, 8 · 10−10
2, 8 · 10−10
y

= [Ag + ]eq. [Cl− ]eq.
= y(y + 0, 1)
= y · 0, 1
=2, ·10−9 [mol/L] → solubilidad en solución 0, 10M N aCl

Dado que el Kps es muy pequeño se desprecia y frente a 0, 1, pues y <<< 0, 1.

2, 8 · 10−9
· 100 < 5% ⇒ buena suposición
0, 1
2

El efecto del ion común es la disminución de la solubilidad de una sustancia en presencia de un ion
común.

Reacciones de precipitación
Para saber si ocurre precipitación al mezclar dos soluciones se calcula Qpara la solución resultante y se compara con Kps.

Q < Kps ⇒ La solución no está saturada y no hay precipitación.
Q = Kps ⇒ La solución está saturada justo en su punto de saturación.
Q > Kps ⇒ La solución está sobresaturada y hay precipitación.
Ejemplo: La Kps para Ag2 M oO4
2Ag + + M oO4−2 es 2, 6 · 10−11 . Calcular las concentraciones
finales de Ag + y M oO4 −2 en una solución que se preparamezclando 25, 0[mL] de AgN O3 0, 1M
y 45[mL] de N a2 M oO4 0, 1M .
Método 1:
1

AgN O3 0, 1M
Ag + N O3 −

2
+

25, 0 [mL]

N a2 M oO4 0, 1M
N a+ N a+
M oO4 −2
45, 0 [mL]

Sol. resultante

3
=

Ag + N a+
N O3 −2 M oO4 −2
70, 0 [mL]

Posible precipitado: Ag2 M oO4
Solución 1: nAgN O3 = 0, 1[mol/L] · 0, 025[L] = 0, 0025[mol]

∴ nAg+ = 0, 0025[mol]

Solución 2: nN a2 M oO4 = 0, 1[mol/L] · 0, 045[L] = 0,0045[mol]
Solución 3:

[Ag + ] =

∴ nM oO4 −2 = 0, 0045[mol]

0, 0025[mol]
= 0, 0357M
0, 07[L]

[M oO4 −2 ] =

0, 0045[mol]
= 0, 0643M
0, 07[L]

Q = [Ag + ]2 [M oO4 −2 ]
= (0, 0357)2 (0, 0643)
= 8, 2 · 10−5 > 2, 6 · 10−11
Kps

∴ hay precipitación
Ag2 M oO4
[ ]i
[ ]eq.

2Ag +
0, 0357
0, 0357 − 2y

+

M oO4 −2
0, 0643
0, 0643 − y

Condición de equilibrio:

Kps

= [Ag + ]2eq. [M oO4 −2 ]eq.

2, 6 ·...