2

Equilibrio de solubilidad
Electrolitos fuertes poco solubles

Precipitación

Equilibrios de precipitación o solubilidad
p.ej.: AgCl (s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac)
Importancia de los equilibrios de precipitación

Ejemplo rxs precipitación
cálculos renales (oxalatos), etc.

3

1

2

Los cálculos renales se puede formar cuando la
orina contiene una gran cantidad de ciertas
sustancias, las cuales puedencrear pequeños
cristales que se convierten en cálculos
Los cálculos suelen ser de oxalato o de fosfatos

¡Recordar!

• SOLUBILIDAD: es la cantidad MÁXIMA de compuesto que se
disuelve en cierta cantidad dada de solvente a temperatura
especificada.

Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25 °C.
Son SOLUBLES los compuestos:

Excepciones

de iones de metales alcalinos (Li+, Na+, K+,

no hayRb+, Cs+ ) y de ion amonio (NH4+ )

Nitratos (NO3-) , carbonatos hidrógeno

no hay

(HCO3- ) y cloratos (ClO3-)

Haluros (Cl-, Br - y I –)

de Ag+, Hg22+ y Pb2+

Sulfatos (SO42-)

de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+

Son INSOLUBLES los:

Excepciones

Carbonatos (CO32-), fosfatos (PO43-),

Los de iones de metales alcalinos

cromatos (CrO42-) sulfuros (S2-)

y ion amonio

Hidróxidos

Los de iones demetales alcalinos,
Ejemplo:

ion amonio y ion Ba2+
A gNO (ac)

+

NaC l(ac)

= ?

3
La ecuación que
A g+(ac) + NO 3-(ac) + Na +(ac) + C l-(ac)
= ?
represente una reacción
de precipitación debe
Nitrato de sodio
cloruro de plata
estar perfectamente
S oluble => NO 3-(ac) + Na+(ac)
insoluble => A gC l(s)
balanceada: en materia
iones espectadores
y en carga.

R eacción iónica neta:
A g+(ac) + C l-(ac)  AgC l(s)
precipitado blanco

CONTENIDOS

1.- Conceptos básicos.
2.- Producto de solubilidad.

3.- Factores que afectan a la solubilidad.

1

CONCEPTOS BÁSICOS.

vdisoluc = vcristaliz  Equilibrio

Disolución saturada: Aquella que contiene la máxima cantidad
de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de
disolvente a una temperatura dada.

Solubilidad de un soluto en un disolventedado: 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 EN CIERTAS CONDICIONES.
[p.ej. NaCl en agua a 0°C  s = 35.7 g por 100 mL agua]

Si disolvemos menos cantidad

disolución no saturada

Sólidos
iónicos
cristalinos

s

gramos soluto / 100 mL disolvente
gramossoluto / L disolución
moles soluto / L disolución

• Solubles
(s  2×10-2 mol/L)
• Ligeramente solubles (10-5 mol/L < s < 2×10-2 mol/L)
• Insolubles
(s  10-5 mol/L)

PbI2 (s)  Pb2+ (ac) + 2 I- (ac)
• Eq. Dinámico
• Heterogéneo
• Reacción directa: disolución
[
• Reacción inversa: precipitación [

Equilibrios de solubilidad]
Equilibrios de precipitación]

Reacciones de precipitación: Aquéllasque
dan como resultado la formación de un
producto insoluble.

Precipitado: Sólido insoluble que se forma
por una reacción en disolución.

2

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
[Concentraciones en el equilibrio]

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac)

KPS = [Ag+][Cl-]
Producto de
solubilidad

Relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad:
AgCl (s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac)
[ ]o
[ ]eq

s

KPS = [Ag+][Cl-] =s2

s
Si KPS  

s2



s  KPS

Bi2S3 (s)  2 Bi3+ (ac) + 3 S2- (ac)
KPS = [Bi3+]2 [S2-]3
KPS = (2s)2 (3s)3

K
PS
5
s
108

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 
Q < KPS 

precipita
No precipita

13

Ej.: Deducir si se formará precipitado de clorurode plata cuyo Kps
= 1,7 x 10-10 a 25°C al añadir a 250 cm3 de cloruro de sodio
0,02 mol/L, 50 cm3 de nitrato de plata 0,5 mol/L.
 AgCl(s)  Ag+(ac) + Cl-(ac)
 Kps = [Ag+] x [Cl-] = s2
 n(Cl-) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol

[Cl- ] 

0,005mol
mol/L
 0,0167M
0,25L  0,05L

 Igualmente: n(Ag+) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol

0,025mol
[Ag ] 
 0,0833M
mol/L
0,25L  0,05 L


 Q= [Ag+]...