practica

6.-Equilibrios de solubilidad

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
EJERCICIOS Y PROBLEMAS RESUELTOS
1.- Una disolución saturada de tetraoxofosfato (V) de plata, contiene 3,4·10−5 moles por litro de ion
fosfato. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.
R// 3,61.10−17
Si la disolución está saturada el Ag3PO4(s) está en equilibrio con sus iones disueltos, y llamando
“S” a la solubilidad:Ag3PO4(s) ⇔ 3 Ag+(aq) + PO43− (aq)
(I)
a
(Eq) a-S
3S
S
Kps = [Ag+]3 [PO43−]

Kps = (3S)3 · S = 33 · S4 = 27 (3,4·10−5)4

Kps = 3,61·10−17

2.- Para preparar 250 ml de disolución saturada de bromato de plata se usaron 1,75 g de esta sal.
Hallar el Kps del bromato de plata.(Ar:Br=80 Ag=107,87 O=16)
R//9.10−4
La solubilidad del AgBrO3 será:
1,75
nº moles dis. 235,87
S=
=
= 0,03 mollit
V (lit )
0,25

Equilibrio de solubilidad:
AgBrO3(s) ⇔ Ag+(aq) + BrO3− (aq)
(Eq)
a-S
S
S
Kps = S·S = 0,032 = 9·10−4
3- Una disolución saturada de CaF2(aq) está en equilibrio con CaF2(s). Indica qué sucederá si: A) Se
añaden 1,5 g de fluoruro de sodio soluble. B) Se añaden 1,5 g de fluoruro de calcio. C) Se añaden
5 ml de agua.
R// A) Precipitará CaF2 B) Nada C) Se disolverá algo deCaF2
Aplicando el Principio de Le Chatelier al equilibrio heterogéneo:
CaF2(s) ⇔ 2 F−(aq) + Ca2+(aq)
A) El NaF en disolución se disocia según: NaF(s) → Na+(aq) + F−(aq) luego producirá un
aumento en la concentración de F− (aq), por tanto, el equilibrio se desplazará en el sentido inverso
para minimizar la perturbación producida, esto es, para consumir F−.
B) El aumento de la cantidad deCaF2(s) no modifica el equilibrio, ya que, una vez saturada
una disolución, es indiferente la cantidad de soluto sólido que haya en contacto con la disolución.
C) Al añadir agua las concentraciones se hacen menores, y el sistema evolucionará en el
sentido directo para restablecerlas.

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6.-Equilibrios de solubilidad

4.- Una disolución saturada de hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35.Hallar su pKs
Ecuación del equilibrio:
(eq)

R// 17,251

Zn(OH)2(s) ⇔ Zn2+(aq) + 2 OH− (aq)
a-S
S
2S

El pH = 8,35 ⇒ pOH = 14-8,35 = 5,65 ⇒ [OH−] = 2S = 10−5,65 ⇒ S = 1,12·10−6 M
Kps= S (2S)2 = 4S3 = 4·(1,1·10−6)3

Kps = 5,61·10−18 pKps = -log 5,61·10−18 = 17,251

5.- La solubilidad del Mn(OH)2 en agua es de 0,0032 g/l. Hallar su Kps y el pH necesario para que
no precipite elhidróxido de manganeso (II) en una disolución que es 0'06 M en Mn2+
(Masa molecular (Mr) del Mn(OH)2 = 89)
R// pH< 8,245
0,0032
= 3,6 • 10 −5 mol l
89
Mn(OH)2(s) ⇔ Mn2+(aq) + 2 OH− (aq)
a-S
S
2S
Kps = 3,6·10−5 (2·3,6·10−5)2 = 1,86·10−13

Expresemos la solubilidad en mol/litro:

Eq)

S=

La precipitación comienza en el momento en que se satura la disolución, entonces se cumple:
Kps =[Mn2+] [OH−]2 , si [Mn2+] = 0,06 M:

[

]

OH − =

1,86 • 10 −13
= 1,76 • 10 −6 M
0,06

pH = 14-pOH = 14 + log 1,76·10−6 = 8,245
Para que no haya precipitación: [OH−] < 1,76·10−6 M, luego pH < 8,245
6.- Hallar la solubilidad del PbF2 en una disolución 0,2 M de nitrato de plomo(II).
Kps(PbF2) = 4·10−8
R// 2,23.10−4 M
Tenemos en una disolución dos sustancias, de una de ellas es pocosoluble, pues nos dan el Kps,
mientras que la otra es soluble y, por tanto, se disolverá y se disociará iónicamente en su totalidad
.
Reacción correspondiente a la sustancia soluble:
Pb(NO3)2(s) → 2 NO3− (aq) + Pb2+(aq)
0,2
→ 0,2
0,2
Equilibrio de solubilidad de la sustancia poco soluble, que estará influenciado por la anterior
reacción, por tener un ion común.
PbF2(s) ⇔ 2 F−(aq) +Pb2+(aq)
(I)
a
0,2
(Eq)
a-S
2S
0,2+S
Kps = [F−]2 [Pb2+] ⇒ 4·10−18 = (2S)2 (0,2+S) Como Kps es pequeño: 0,2+S ≈ 0,2
4·10−18 = 4·S2·0,2 S = 2,23·10−4 M

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7.- A un volumen de agua se añaden AgCl(s) y AgBr(s) en exceso. Hallar las concentraciones de
+
Ag , Cl y Br en el equilibrio.
Kps (AgCl)=1,7·10−10 Kps(AgBr)=5·10−13
R//1,3.10−5 M 1,3.10−5 M...